Розмір та маса атома. Велика енциклопедія нафти та газу

Розмір атомавизначається радіусом зовнішньої електронної оболонки. Розміри всіх атомів ~ 10 -10 м. А розмір ядра на 5 порядків менший, всього - 10 -15 м. Наочно це можна уявити так: якщо атом збільшити до розмірів 20-поверхового будинку, то ядро ​​атома виглядатиме як міліметрова порошинка в центральній кімнаті цього будинку. Однак важко уявити будинок, маса якого практично повністю зосереджена в цій порошинці. А атом саме такий.

Атоми дуже маленькі та дуже легкі. Атом у стільки разів легше яблука, у скільки разів яблуко легше за земну кулю. Якщо світ «поважніє» так, що атом важитиме як крапля води, то люди в такому світі стануть важкими, як планети: діти — як Меркурій і Марс, а дорослі — як Венера і Земля.

Розглянути атом не можна навіть за допомогою мікроскопа. Кращі оптичні мікроскопи дозволяють розрізнити деталі об'єкта, якщо відстань між ними ~0,2 мкм. В електронному мікроскопі ця відстань вдалося зменшити до ~2-3 Å. Розрізнити і сфотографувати окремі атоми вперше вдалося за допомогою іонного проектора. Але ніхто не бачив, як влаштований атом усередині. Всі дані про будову атомів отримані з дослідів з розсіювання частинок.

Маса атомного ядрау кілька тисяч разів більша за масу його електронної оболонки. Це з тим, що ядра атомів складаються з дуже важких, порівняно з електроном, частинок — протонів pі нейтронів n.Їх маси майже однакові і приблизно в 2000 разів більші за масу електрона. При цьому протон— позитивно заряджена частина, а нейтрон- Нейтральна. Заряд протона за величиною дорівнює заряду електрона. Число протонів в ядрі дорівнює числу електронів в оболонці, це забезпечує електричну нейтральність атома. Число нейтронів може бути різним, в ядрі атома легкого водню нейтронів немає зовсім, а в ядрі атома вуглецю їх може бути і 6, і 7, і 8.

Маса електронаm e ≈ 0,91. 10 -30 кг, маса протонуm p≈ 1,673. 10 -27 кг = 1836m e , маса нейтронуm n = 1,675. 10-27 кг≈ 1840 m e.

Маса атомаменше суми мас ядра та електронів на величину Δm,звану дефектом мас, який виникає через кулонівської взаємодії ядра і електронів. Дефект мас у атомів (на відміну ядер) дуже малий, і, хоча він збільшується зі зростанням Z, У жодного атома не перевищує маси електрона. Матеріал із сайту

Звичайно, атом не можна покласти на ваги і зважити, він занадто малий. Маси атомів спочатку визначили хіміки. Причому виміряли вони їх у відносних одиницях, прийнявши за одиницю масу атома водню і скориставшись законом Дальтона, згідно з яким хімічні речовиниутворюються при з'єднанні атомів хімічних елементів у строго певній пропорції. І зараз маси атомів найчастіше вимірюють у відносних одиницях, але в якості атомної одиниці маси (а. е. м.) використовують 1/12 маси атома вуглецю C 12,1 а. е. м. = 1,66057. 10-27 кг.

Атом - це дрібна частка хімічної речовини, яка здатна зберігати його властивості. Слово "атом" походить від давньогрецького "atomos", що означає "неподільний". Залежно від того, скільки та яких частинок знаходиться в атомі, можна визначити хімічний елемент.

Коротко про будову атома

Як можна коротко перерахувати основні відомості є частинкою з одним ядром, яке заряджено позитивно. Навколо цього ядра розташована негативно заряджена хмара з електронів. Кожен атом у своєму звичайному стані є нейтральним. Розмір цієї частинки цілком може бути визначений розміром електронної хмари, що оточує ядро.

Саме ядро, у свою чергу, теж складається з дрібніших частинок – протонів та нейтронів. Протони є позитивно зарядженими. Нейтрони не несуть у собі жодного заряду. Однак протони разом з нейтронами об'єднуються в одну категорію і звуться нуклонів. Якщо необхідні основні відомості про будову атома коротко, ця інформація може бути обмежена переліченими даними.

Перші відомості про атом

Про те, що матерія може складатися з дрібних частинок, підозрювали ще давні греки. Вони вважали, що все, що існує і складається з атомів. Однак така думка мала суто філософський характер і не може бути трактована науково.

Першим основні відомості про будову атома отримав англійський вчений Саме цей дослідник зумів виявити, що два хімічні елементи можуть вступати у різні співвідношення, і при цьому кожна така комбінація буде новою речовиною. Наприклад, вісім частин елемента кисню породжують вуглекислий газ. Чотири частини кисню – чадний газ.

У 1803 Дальтон відкрив так званий закон кратних відносин в хімії. За допомогою непрямих вимірювань (оскільки жоден атом тоді не міг бути розглянутий під тодішніми мікроскопами) Дальтон зробив висновок про відносну вагу атомів.

Дослідження Резерфорда

Майже через століття основні відомості про будову атомів були підтверджені ще одним англійським хіміком - Вчений запропонував модель електронної оболонки найдрібніших частинок.

На той момент названа Резерфордом "Планетарна модель атома" була одним з найважливіших кроків, які могла зробити хімія Основні відомості про будову атома свідчили про те, що він схожий на Сонячну систему: навколо ядра по чітко визначених орбітах обертаються частинки-електрони, подібно до того, як це роблять планети.

Електронна оболонка атомів та формули атомів хімічних елементів

Електронна оболонка кожного з атомів містить стільки електронів, скільки знаходиться в його ядрі протонів. Саме тому атом є нейтральним. В 1913 ще один вчений отримав основні відомості про будову атома. Формула Нільса Бора була схожа на ту, що отримав Резерфорд. Згідно з його концепцією, електрони також обертаються довкола ядра, розташованого в центрі. Бор доопрацював теорію Резерфорда, вніс стрункість до її фактів.

Вже тоді було складено формули деяких хімічних речовин. Наприклад, схематично будова атома азоту позначається як 1s 2 2s 2 2p 3 , будова атома натрію виражається формулою 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Через ці формули можна побачити, скільки електронів рухається по кожній з орбіталей тієї чи іншої хімічної речовини.

Модель Шредінгера

Проте потім ця атомна модель застаріла. Основні відомості про будову атома, відомі науці сьогодні, багато в чому стали доступні завдяки дослідженням австрійського фізика

Він запропонував нову модель його будови – хвильову. До цього часу вчені вже довели, що електрон наділений не тільки природою частки, але має властивості хвилі.

Однак у моделі Шредінгера та Резерфорда є й загальні положення. Їхні теорії подібні в тому, що електрони існують на певних рівнях.

Такі рівні називаються електронними шарами. За допомогою номера рівня може бути охарактеризована енергія електрона. Чим вище шар, тим більшою енергією він має. Всі рівні вважаються знизу догори, таким чином, номер рівня відповідає його енергії. Кожен із шарів в електронній оболонці атома має свої рівні. При цьому у першого рівня може бути один підрівень, у другого – два, у третього – три і так далі (див. наведені вище електронні формули азоту та натрію).

Ще дрібніші частинки

На даний момент, звичайно, відкриті ще дрібніші частинки, ніж електрон, протон і нейтрон. Відомо, що протон складається із кварків. Існують і ще дрібніші частинки світобудови - наприклад, нейтрино, який за своїми розмірами в сто разів менший за кварк і в мільярд разів менший за протон.

Нейтрино - це настільки дрібна частка, що вона в 10 септільйонів разів менша, ніж, наприклад, тиранозавр. Сам тираннозавр у стільки ж разів менших розмірів, ніж весь оглядовий Всесвіт.

Основні відомості про будову атома: радіоактивність

Завжди було відомо, що жодна хімічна реакція не може перетворити один елемент на інший. Але в процесі радіоактивного випромінювання це відбувається мимоволі.

Радіоактивністю називають здатність ядер атомів перетворюватися на інші ядра - більш стійкі. Коли люди отримали основні відомості про будову атомів, ізотопи певною мірою могли бути втіленням мрій середньовічних алхіміків.

У процесі розпаду ізотопів випромінюється радіоактивне випромінювання. Вперше таке явище було виявлено Беккерелем. Головний вид радіоактивного випромінювання – це альфа-розпад. При ньому відбувається викид альфа-частинки. Також існує бета-розпад, при якому з ядра атома викидається відповідно бета-частка.

Природні та штучні ізотопи

В даний час відомо близько 40 природних ізотопів. Їхня більшість розташована у трьох категоріях: урану-радію, торію та актинію. Всі ці ізотопи можна зустріти в природі – у гірських породах, ґрунті, повітрі. Але крім них, відомо також близько тисячі штучно виведених ізотопів, які отримують у ядерних реакторах. Багато таких ізотопів використовуються в медицині, особливо в діагностиці.

Пропорції всередині атома

Якщо уявити атом, розміри якого будуть зіставні з розмірами міжнародного спортивного стадіону, можна візуально отримати такі пропорції. Електрони атома на такому стадіоні будуть розташовуватися на самому верху трибун. Кожен із них матиме розміри менше, ніж шпилькова головка. Тоді ядро ​​буде розташоване в центрі поля, а його розмір буде не більше, ніж розмір горошини.

Іноді люди запитують, як насправді виглядає атом. Насправді він у буквальному значенні слова не виглядає ніяк - не тому, що в науці використовуються недостатньо хороші мікроскопи. Розміри атома перебувають у тих галузях, де поняття «видимості» просто немає.

Атоми мають дуже малі розміри. Але наскільки малі ці розміри? Факт полягає в тому, що найменша, ледь помітна людським оком крупиця солі містить близько одного квінтильйону атомів.

Якщо ж уявити атом такого розміру, який міг би вміститися в людську руку, то тоді поруч із ним перебували б віруси 300-метрової довжини. Бактерії мали б довжину 3 км, а товщина людського волосся стала б дорівнює 150 км. У лежачому положенні він міг би виходити за межі земної атмосфери. А якби такі пропорції були дійсними, то людське волосся в довжину змогло б досягати Місяця. Ось такий він непростий та цікавий атом, вивченням якого вчені продовжують займатись і досі.

Утворюючи між собою зв'язки, атоми поєднуються в молекули і великі за розміром тверді тіла.

Про існування найдрібніших частинок речовини людство здогадувалося ще з давніх-давен, проте підтвердження існування атомів було отримано лише наприкінці 19-го століття. Але майже відразу стало зрозуміло, що атоми, у свою чергу, мають складну будову, якою визначаються їхні властивості.

Концепція атома як найменшої неподільної частинки матерії була запропонована вперше. давньогрецькими філософами. У 17-му та 18-му століттях хіміки встановили, що хімічні речовини вступають у реакції у певних пропорціях, які виражаються за допомогою малих чисел. Крім того, вони виділили певні прості речовини, які назвали хімічними елементами. Ці відкриття призвели до відродження ідеї про неподільні частки. Розвиток термодинаміки та статистичної фізики показав, що теплові властивості тіл можна пояснити рухом таких частинок. Зрештою, були експериментально визначені розміри атомів.

Наприкінці 19-го і на початку 20-го століть фізики відкрили першу з субатомних частинок - електрон, а трохи пізніше атомне ядро, таким чином показавши, що атом не є неподільним. Розвиток квантової механіки дозволив пояснити не тільки будову атомів, а також їх властивості: оптичні спектри, здатність вступати в реакції та утворювати молекули, т.е.

Загальна характеристика будови атома

Сучасні ставлення до будову атома базуються на квантової механіці.

На популярному рівні будові атома можна викласти у межах хвильової моделі, що спирається на модель Бора, але враховує також додаткові відомості з квантової механіки.

За цією моделлю:

Атоми складаються з елементарних частинок (протонів, електронів і нейтронів). Маса атома переважно зосереджена у ядрі, тому більшість обсягу щодо порожня. Ядро оточене електронами. Кількість електронів дорівнює кількості протонів в ядрі, число протонів визначає порядковий номер елемента в періодичній системі. У нейтральному атомі сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному заряду протонів. Атоми одного елемента із різною кількістю нейтронів називаються ізотопами.
У центрі атома знаходиться крихітне, позитивно заряджене ядро, що складається з протонів та нейтронів.
Ядро атома приблизно 10 000 разів менше, ніж сам атом. Таким чином, якщо збільшити атом до розмірів аеропорту Бориспіль, розмір ядра буде меншим за розмір кульки для настільного тенісу.
Ядро оточене електронною хмарою, яка займає більшу частинуйого обсягу. У електронній хмарі можна назвати оболонки, кожних у тому числі існує кілька можливих орбіталей. Заповнені орбіталі становлять електронну конфігурацію, притаманну кожного хімічного елемента.
Кожна орбіталь може містити до двох електронів, що характеризуються трьома квантовими числами: основним, орбітальним та магнітним.
Кожен електрон на орбіталі має унікальне значення четвертого квантового числа: спина.
Орбіталі визначаються специфічним розподілом ймовірності того, де можна знайти електрон. Приклади орбіталей та його позначення наведено малюнку справа. «Границею» орбіталі вважається відстань, на якій ймовірність того, що електрон може перебувати поза нею менше 90%.
Кожна оболонка може містити трохи більше від строго певного числа електронів. Наприклад, найближча до ядра оболонка може мати максимум два електрони, наступна - 8, третя від ядра - 18 і так далі.
Коли електрони приєднуються до атома, вони опускаються на орбіталь із низькою енергією. Тільки електрони зовнішньої оболонки можуть брати участь у освіті міжатомних зв'язків. Атоми можуть віддавати та приєднувати електрони, стаючи позитивно чи негативно зарядженими іонами. Хімічні властивості елемента визначаються тим, з якою легкістю ядро ​​може віддавати чи купувати електрони. Це як від кількості електронів і від ступеня заповненості зовнішньої оболонки.
Розмір атома

Розмір атома є величиною, важко піддається виміру, адже центральне ядро ​​оточує розмиту електронну хмару. Для атомів, що утворюють тверді кристали, відстань між суміжними вузлами кристалічної решітки може бути наближеним до значення їх розміру. Для атомів кристалів не формують, використовують інші техніки оцінки, включаючи теоретичні розрахунки. Наприклад, розмір атома водню оцінюють як 1,2 × 10-10 м. Це значення можна порівняти з розміром протона (що є ядром атома водню): 0,87 × 10-15 м і переконатися, що ядро ​​атома водню в 100 000 разів менше, ніж сам атом. Атоми інших елементів зберігають приблизно те саме співвідношення. Причиною цього є те, що елементи з великим позитивно зарядженим ядром притягують електрони сильніше.

Ще однією характеристикою розмірів атома радіус ван дер Ваальса - відстань, яку до цього атома може наблизитися інший атом. Межатомні відстані в молекулах характеризуються довжиною хімічних зв'язків або ковалентним радіусом.

Ядро

Основна маса атома зосереджена в ядрі, що складається з нуклонів: протонів та нейтронів, пов'язаних між собою силами ядерної взаємодії.

Кількість протонів у ядрі атома визначає його атомним номером та те, якому елементу належить атом. Наприклад, атоми вуглецю містять 6 протонів. Усі атоми з певним атомним номером мають однакові фізичні характеристики та виявляють однакові хімічні властивості. У періодичної таблиці елементи перелічені порядку зростання атомного номера.

Загальна кількість протонів і нейтронів в атомі елемента визначає його атомну масу, оскільки протон і нейтрон мають масу приблизно рівну 1 а.е.м. кількістю протонів та різною кількістю нейтронів. Такі атоми мають однаковий атомний номер, але різну атомну масу і називаються ізотопами елемента. Коли пишуть назву ізотопу, після неї пишуть атомну масу. Наприклад, ізотоп вуглець-14 містить 6 протонів і 8 нейтронів, що у сумі становить атомну масу 14. Інший популярний метод нотації у тому, що атомна маса позначається верхнім індексом перед символом елемента. Наприклад, вуглець-14 позначається як 14C.

Атомна маса елемента наведена в періодичній таблиці є усередненим значенням маси ізотопів, що зустрічаються в природі. Усереднення проводиться згідно з поширеністю ізотопу в природі.

Зі збільшенням атомного номера зростає позитивний заряд ядра, отже, кулонівське відштовхування між протонами. Щоб утримати протони разом, необхідно все більше нейтронів. Однак велика кількість нейтронів нестабільна, і ця обставина накладає обмеження на можливий заряд ядра та кількість хімічних елементів, що існують у природі. Хімічні елементи з великими атомними номерами мають дуже малий час життя, можуть бути створені лише за бомбардування ядер легких елементів іонами, і спостерігаються лише під час експериментів з використанням прискорювачів. Станом на лютий 2008 важким синтезованим хімічним елементом є унуноктій

Багато ізотопів хімічних елементів нестабільні та розпадаються з часом. Це явище використовується радіоелементним тестом для визначення віку об'єктів. велике значеннядля археології та палеонтології.

Модель Бору

Модель Бора – перша фізична модель, яка зуміла правильно описати оптичні спектри атома водню. Після розвитку точних методів квантової механіки модель Бора має лише історичне значення, але завдяки своїй простоті вона досі широко викладається та використовується для якісного розуміння будови атома.

Модель Бора базується на планетарній моделі Резерфорда, який описує атом як маленьке позитивно заряджене ядро ​​з негативно зарядженими електронами на орбітах. різних рівнях, що нагадує структуру сонячної системи. Резерфорд запропонував планетарну модель, щоб пояснити результати своїх експериментів із розсіювання альфа-часток металевою фольгою. По планетарної моделі атом складається з важкого ядра, навколо якого обертаються електрони. Але те, чим електрони, що обертаються навколо ядра, не падають по спіралі на нього, було незбагненним тодішніх фізиків. Справді, згідно класичної теоріїелектромагнетизму електрон, що обертається навколо ядра повинен випромінювати електромагнітні хвилі(Світло), що призвело б до поступової втрати ним енергії та падіння на ядро. Тож яким чином атом може взагалі існувати? Більш того, дослідження електромагнітного спектра атомів показали, що електрони в атомі можуть випромінювати світло лише певної частоти.

Ці труднощі були подолані в моделі запропонованої Нільсом Бором у 1913, яка постулює, що:

Електрони можуть бути лише на орбітах, що мають дискретні квантовані енергії. Тобто можливі не будь-які орбіти, лише деякі специфічні. Точні значення енергій допустимих орбіт залежить від атома.
Закони класичної механіки не діють, коли електрони переходять із однієї допустимої орбіти на іншу.
Коли електрон переходить з однієї орбіти на іншу, різниця в енергії випромінюється (або поглинається) єдиним квантом світла (фотоном), частота якого залежить від енергетичної різниці між двома орбітами.

де ν – це частота фотона, E – різниця енергій, а h – константа пропорційності, також відома як постійна Планка.
Визначивши, що можна записати

де це кутова частота фотона.
Допустимі орбіти залежать від квантованих значень кутового орбітального моменту L, що описується рівнянням

де n = 1,2,3,...
і називається квантовим числом кутового моменту.
Ці припущення дозволили пояснити результати тодішніх спостережень, наприклад чому спектр складається з дискретних ліній. Припущення (4) стверджує, що найменше значення n – це 1. Відповідно, найменший допустимий радіус атома дорівнює 0,526 Å (0,0529 нм = 5,28 · 10-11 м). Це значення відоме як радіус Бора.

Іноді модель Бора називають напівкласичною, тому що, хоча вона включає деякі ідеї квантової механіки, вона не є повним квантовомеханічним описом атома водню. Проте модель Бора була значним кроком до створення такого опису.

При строгому квантовомеханічному описі атома водню рівні енергії перебувають з вирішення стаціонарного рівняння Шредінгера. Ці рівні характеризуються трьома зазначеними вище квантовими числами, формула для квантування кутового моменту інша, квантове число кутового моменту дорівнює нулю для сферичних s-орбіталей, одиниці для витягнутих гантелеподібних p-орбіталей і т.д. (Див. малюнок вгорі).

Енергія атома та його квантування

Значення енергії, які може мати атом, обчислюються та інтерпретуються, виходячи з положень квантової механіки. При цьому враховуються такі фактори, як електростатична взаємодія електронів з ядром та електронів між собою, спини електронів, принцип тотожних частинок. У квантовій механіці стан, в якому знаходиться атом, описується хвильовою функцією, яку можна знайти з вирішення рівняння Шредінгера. Існує певний набір станів, кожен із яких має певне значення енергії. Стан із найменшою енергією називається основним станом. Інші стани називаються збудженими. Атом знаходиться у збудженому стані кінцевий час, випромінюючи рано чи пізно квант електромагнітного поля (фотон) і переходячи в основний стан. В основному стан атом може бути довго. Щоб збудитися, йому потрібна зовнішня енергія, яка може надійти до нього лише з зовнішнього середовища. Атом випромінює або поглинає світло лише певних частот, що відповідають різниці енергій його станів.

Можливі стани атома індексуються квантовими числами, такими як спин, квантове число орбітального моменту, квантове число повного моменту. Докладніше про їхню класифікацію можна прочитати у статті електронні терм

Електронні оболонки складних атомів

Складні атоми мають десятки, а дуже важких елементів, навіть сотні електронів. Відповідно до принципу Тотожні частки електронні стани атомів формуються всіма електронами, і неможливо визначити, де знаходиться кожен із них. Однак, у так званому одноелектронному наближенні, можна говорити про певні енергетичні стани окремих електронів.

Відповідно до цих уявлень існує певний набір орбіталей, які заповнюються електронами атома. Ці орбіталі утворюють певну електронну конфігурацію. На кожній орбіталі може бути трохи більше двох електронів (принцип заборони Паулі). Орбіталі групуються в оболонки, кожна з яких може мати лише певне фіксоване число орбіталей (1, 4, 10 тощо). Орбіталі поділяють на внутрішні та зовнішні. В основному стан атома внутрішні оболонки повністю заповнені електронами.

На внутрішніх орбіталях електрони знаходяться дуже близько до ядра і сильно прив'язані до нього. Щоб вирвати електрон із внутрішньої орбіталі, потрібно надати йому велику енергію, до декількох тисяч електрон-вольт. Таку енергію електрон на внутрішній оболонці може отримати лише поглинувши квант рентгенівського випромінювання. Енергії внутрішніх оболонок атомів індивідуальні кожному за хімічного елемента, тому по спектру рентгенівського поглинання можна ідентифікувати атом. Цю обставину використовують у рентгенівському аналізі.

На зовнішній оболонці електрони знаходяться далеко від ядра. Саме ці електрони беруть участь у формуванні хімічних зв'язків, тому зовнішню оболонку називають валентною, а електрони зовнішньої оболонки валентними електронами.

Квантові переходи в атомі

Між різними станами атомів можливі переходи, спричинені зовнішнім обуренням, частіше електромагнітним полем. Внаслідок квантування станів атома оптичні спектри атомів складаються з окремих ліній, якщо енергія кванта світла не перевищує енергію іонізації. За більш високих частот оптичні спектри атомів стають безперервними. Імовірність порушення атома світлом падає з подальшим зростанням частоти, але різко зростає при певних характерних для кожного хімічного елемента частотах рентгенівському діапазоні.

Збуджені атоми випромінюють кванти світла з тими самими частотами, у яких відбувається поглинання.

Переходи між різними станами атомів можуть викликатися взаємодією зі швидкими зарядженими частинками.

Хімічні та Фізичні властивостіатома

Хімічні властивості атома визначаються переважно валентними електронами - електронами на зовнішній оболонці. Кількість електронів зовнішньої оболонці визначає валентність атома.

Атоми останнього стовпця періодичної таблиці елементів мають повністю заповнену зовнішню оболонку, а переходу електрона на наступну оболонку потрібно надати атома дуже велику енергію. Тому ці атоми інертні, не схильні вступати у хімічні реакції. Інертні гази зріджуються і кристалізуються лише за дуже низьких температур.

Атоми першого стовпця періодичної таблиці елементів мають на зовнішній оболонці один електрон і є хімічно активними. Їхня валентність дорівнює 1. Характерним типом хімічного зв'язкудля цих атомів у кристалізованому стані є металевий зв'язок.

Атоми другого стовпчика періодичної таблиці здебільшого мають на зовнішній оболонці 2 s-електрони. Їхня зовнішня оболонка заповнена, тому вони повинні бути інертними. Але для переходу з основного стану з конфігурацією електронної оболонки s2 у стан зі конфігурацією s1p1 потрібно дуже мало енергії, тому ці атоми мають валентність 2, проте вони виявляють меншу активність.

Атоми третього стовпчика періодичної таблиці елементів мають здебільшого електронну конфігурацію s2p1. Вони можуть виявляти різну валентність: 1, 3, 5. Остання можливість виникає тоді, коли електронна оболонка атома доповнюється до 8 електронів і стає замкненою.

Атоми Четверта колонка періодичної таблиці елементів мають валентність 4 (наприклад, вуглекислий газ CO2), хоча можлива і валентність 2 (наприклад, чадний газ CO). До цього стовпчика належить вуглець – елемент, який утворює найрізноманітніші хімічні сполуки. Сполукам вуглецю присвячений особливий розділ хімії - органічна хімія. Інші елементи цього стовпчика – кремній, германій за звичайних умов є твердотілими напівпровідниками.

Елементи п'ятої колонки мають валентність 3 чи 5.

Елементами шостого стовпця періодичної таблиці в основному стані мають конфігурацію s2p4 та загальний спін 1. Тому вони двовалентні. Існує також можливість переходу атома у збуджений стан s2p3s" зі спином 2, в якому валентність дорівнює 4 або 6.

Елементам сьомої колонки періодичної таблиці не вистачає одного електрона на зовнішній оболонці, щоб її заповнити. Вони переважно одновалентні. Однак можуть вступати в хімічні сполуки у збуджених станах, виявляючи валентність 3,5,7.

Для перехідних елементів характерне заповнення зовнішньої s-оболонки, перш ніж повністю заповнюється d-оболонка. Тому вони в основному мають валентність 1 або 2, але в деяких випадках один з d-електронів бере участь у освіті хімічних зв'язків, і валентність дорівнює трьом.

При утворенні хімічних сполук атомні орбіталі видозмінюються, деформуються та стають молекулярними орбіталями. При цьому відбувається процес гібридизації орбіталей – утворення нових орбіталей як специфічної суми базових.

Історія поняття атом

Докладніше у статті атомістика
Поняття атом, як і саме слово, має давньогрецьке походження, хоча істинність гіпотези про існування атомів знайшла своє підтвердження лише у 20 столітті. Основною ідеєю, яка стояла за даним поняттям упродовж усіх століть, було уявлення про світ як про набір величезної кількості неподільних елементів, які є дуже простими за своєю структурою та існують від початку часів.

Перші проповідники атомістичного вчення

Першим почав проповідувати атомістичне вчення у 5 столітті до нашої ери філософ Левкіпп. Потім естафету підхопив його учень Демокріт. Збереглися лише окремі фрагменти їхніх робіт, з яких стає ясно, що вони виходили з невеликої кількості досить абстрактних фізичних гіпотез:

«Солодощі і гіркота, спека і холод сенс визначення, насправді [тільки] атоми і порожнеча».

За Демокрітом, вся природа складається з атомів, найдрібніших частинок речовини, які спочивають або рухаються в абсолютно порожньому просторі. Усі атоми мають просту форму, а атоми одного сорту тотожні; різноманіття природи відбиває різноманіття форм атомів і різноманіття способів, у яких атоми можуть зчепитися між собою. І Демокріт, і Левкіп вважали, що атоми, почавши рухатись, продовжують рухатися за законами природи.

Найбільш важким для давніх греків було питання фізичної реальності основних понять атомізму. В якому сенсі можна було говорити про реальність порожнечі, якщо вона, не маючи матерії, не може мати жодних фізичних властивостей? Ідеї ​​Левкіпа і Демокріта не могли бути задовільною основою теорії речовини у фізичному плані, оскільки не пояснювали, ні з чого складаються атоми, ні чому атоми неподільні.

Через покоління після Демокріта, Платон запропонував своє вирішення цієї проблеми: «найдрібніші частки належать не царству матерії, а царству геометрії; вони являють собою різні тілесні геометричні фігури, обмежені плоскими трикутниками.

Поняття атома в індійській філософії

Через тисячу років абстрактні міркування давніх греків проникли в Індію і були сприйняті деякими школами індійської філософії. Але якщо західна філософія вважала, що атомістична теорія має стати конкретною та об'єктивною основою теорії матеріального світу, індійська філософіязавжди сприймала речовий світ як ілюзію. Коли атомізм з'явився в Індії, він набув форми теорії, згідно з якою реальність у світі має процес, а не субстанція, і що ми присутні у світі як ланки процесу, а не як згустки речовини.

Тобто і Платон, і індійські філософи вважали приблизно так: якщо природа складається з дрібних, але кінцевих за розмірами, часток, то чому їх не можна розділити, хоча б уявою, на ще дрібніші частинки, які стали предметом подальшого розгляду?

Атомістична теорія у римській науці

Римський поет Лукрецій (96 – 55 роки до н.е.) був одним із небагатьох римлян, які виявляли інтерес до чистої науки. У своїй поемі Про природу речей (De rerum natura) він докладно побудував факти, що свідчать на користь атомістичної теорії. Наприклад, вітер, що дме з великою силою, хоча ніхто не може його бачити, напевно складається з часток, витік, щоб їх розгледіти. Ми можемо відчувати речі на відстані по запаху, звуку та теплу, які поширюються, залишаючись невидимими.

Лукрецій пов'язує властивості речей із властивостями їх складових, тобто. атомів: атоми рідини малі і мають округлу форму, тому рідина тече так легко і просочується через пористу речовину, тоді як атоми твердих речовин мають гачки, якими вони зчеплені між собою. Так само і різні смакові відчуття та звуки різної гучності складаються з атомів відповідних форм – від простих та гармонійних до звивистих та нерегулярних.

Але вчення Лукреція було засуджено церквою, оскільки він дав досить матеріалістичну їхню інтерпретацію: наприклад, уявлення про те, що Бог, запустивши один раз атомний механізм, більше не втручається в його роботу, або те, що душа вмирає разом із тілом.

Перші теорії про будову атома

Одна з перших теорій про будову атома, яка має вже сучасні контури, була описана Галілеєм (1564-1642). За його теорією речовина складається з частинок, які не перебувають у стані спокою, а під впливом тепла рухаються на всі боки; тепло - є нічим іншим, як рухом частинок. Структура частинок є складною, і якщо позбавити будь-яку частину її матеріальної оболонки, зсередини бризне світло. Галілей був першим, хто, хоч і у фантастичній формі, представив будову атома.

Наукові засади

У 19 столітті Джон Дальтон отримав свідчення існування атомів, але припускав, що вони є неподільними. Ернест Резерфорд показав експериментально, що атом складається з ядра, оточеного негативно зарядженими частинками – електронами.

Розглянемо залежність деяких властивостей атомів від будови їх електронних оболонок. Зупинимося насамперед на закономірностях зміни атомних та іонних радіусів.

Електронні хмари не мають різко окреслених меж. Тому поняття про розмір атома не є суворим. Але якщо уявити атоми в кристалах простої речовини у вигляді куль, що стикаються один з одним, то відстань між центрами сусідніх куль (тобто між ядрами сусідніх атомів) можна прийняти рівним подвоєному радіусу атома. Так, найменша між'ядерна відстань у кристалах міді дорівнює ; це дозволяє вважати, що радіус атома міді дорівнює половині цієї величини, тобто .

Залежність атомних радіусів від заряду ядра атома Z має періодичний характер. У межах одного періоду зі збільшенням Z проявляється тенденція до зменшення розмірів атома, що особливо чітко спостерігається у коротких періодах (радіуси атомів наведені в нм):

Це збільшується тяжінням електронів зовнішнього шару до ядра у міру зростання його заряду.

З початком забудови нового електронного шару, віддаленішого від ядра, тобто при переході до наступного періоду, атомні радіуси зростають (порівняйте, наприклад, радіуси атомів фтору і натрію). В результаті в межах підгрупи із зростанням заряду ядра розміри атомів збільшуються. Наведемо як приклад значення атомних радіусів (в нм) елементів деяких головних підгруп:

Електрони зовнішнього шару, що найменш міцно пов'язані з ядром, можуть відриватися від атома і приєднуватися до інших атомів, входячи до складу зовнішнього шару останніх.

Атоми, що втратили одного або кількох електронів, стають зарядженими позитивно, оскільки заряд ядра атома перевищує суму зарядів електронів, що залишилися. Навпаки, атоми, які приєднали себе зайві електрони, заряджаються негативно. Заряджені частинки, що утворюються, називаються іонами.

Іони позначають тими самими символами, що й атоми, вказуючи праворуч нагорі їх заряд: наприклад, позитивний тризарядний іон алюмінію позначають , негативний однозарядний іон хлору - .

Втрата атомів електронів призводить до зменшення ефективних розмірів, а приєднання надлишкових електронів - до збільшення. Тому радіус позитивно зарядженого іона (катіону) завжди менший, а радіус негативно зарядженого нона (аніону) завжди більший за радіус відповідного електронейтрального атома. Так, радіус атома калію становить , а радіус іона радіуси атома хлору та іона відповідно дорівнюють 0,099 і . При цьому радіус іона тим сильніше відрізняється від радіусу атома, чим більший заряд іона. Наприклад, радіуси атома хрому та іонів і становлять відповідно 0,127, 0,083 та .

У межах однієї підгрупи радіуси іонів однакового заряду зростають із збільшенням заряду ядра. Це ілюструється такими прикладами (радіуси іонів дано в нм):

Така закономірність пояснюється збільшенням числа електронних шарів і видаленням зовнішніх електронів від ядра.

ВИЗНАЧЕННЯ

атом- Найменша хімічна частка.

Різноманітність хімічних сполук зумовлено різним поєднанням атомів хімічних елементів у молекули та немолекулярні речовини. Здатність атома вступати в хімічні сполуки, його хімічні та фізичні властивості визначаються структурою атома. У зв'язку з цим для хімії першорядне значення має внутрішню будову атома і насамперед структуру його електронної оболонки.

Моделі будови атома

На початку ХІХ століття Д. Дальтон відродив атомістичну теорію, спираючись на відомі на той час основоположні закони хімії (постійності складу, кратних відносин та еквівалентів). Були проведені перші експерименти щодо вивчення будови речовини. Проте, попри зроблені відкриття (атоми однієї й тієї ж елементи мають одними й тими самими властивостями, а атоми інших елементів – іншими властивостями, запроваджено поняття атомної маси), атом вважали неподільним.

Після отримання експериментальних доказів (кінець XIX початок XX століття) складності будови атома (фотоефект, катодні та рентгенівські промені, радіоактивність) було встановлено, що атом складається з негативно та позитивно заряджених частинок, які взаємодіють між собою.

Ці відкриття дали поштовх створення перших моделей будови атома. Одна з перших моделей була запропонована Дж. Томсоном(1904) (рис. 1): атом представлявся як «море позитивної електрики» з електронами, що коливаються в ньому.

Після дослідів з α-частинками, 1911р. Резерфорд запропонував так звану планетарну модельбудови атома (рис. 1), схожу на будову сонячної системи. Згідно з планеєтарною моделлю, в центрі атома знаходиться дуже маленьке ядро ​​з зарядом Z е, розміри якого приблизно в 1000000 разів менше розмірів самого атома. Ядро містить у собі майже всю масу атома і має позитивний заряд. Навколо ядра орбітами рухаються електрони, число яких визначається зарядом ядра. Зовнішня траєкторія руху електронів визначає зовнішні розміри атома. Діаметр атома становить 10 -8 см, тоді як діаметр ядра набагато менше -10 -12 см.

Рис. 1 Моделі будови атома за Томсоном та Резерфордом

Досліди щодо вивчення атомних спектрів показали недосконалість планетарної моделі будови атома, оскільки ця модель суперечить лінійній структурі атомних спектрів. На підставі моделі Резерфорда, вченні Енштейна про світлові кванти та квантової теоріївипромінювання планка Нільс Бор (1913)сформулював постулати, в яких полягає теорія будови атома(рис. 2): електрон може обертатися навколо ядра не за будь-якими, а лише за деякими певними орбітами (стаціонарними), рухаючись по такій орбіті він не випромінює електромагнітної енергії, випромінювання (поглинання або випромінювання кванта електромагнітної енергії) відбувається при переході (стрибкоподібному) електрона з однієї орбіти в іншу.

Рис. 2. Модель будови атома за Н. Бором

Накопичений експериментальний матеріал, що характеризує будову атома, показав, що властивості електронів, а також інших мікрооб'єктів не можуть бути описані на основі уявлень класичної механіки. Мікрочастинки підпорядковуються законам квантової механіки, що стала основою створення сучасної моделі будови атома.

Основні тези квантової механіки:

- енергія випускається і поглинається тілами окремими порціями - квантами, отже, енергія частинок змінюється стрибкоподібно;

- електрони та інші мікрочастинки мають двоїсту природу - виявляє властивості і частки, і хвилі (корпускулярно-хвильовий дуалізм);

— квантова механіка заперечує наявність певних орбіт у мікрочастинок (для електронів, що рухаються, неможливо визначити точне положення, тому що вони рухаються в просторі поблизу ядра, можна лише визначити ймовірність знаходження електрона в різних частинах простору).

Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність знаходження електрона (90%), називається орбіталлю.

Квантові числа. Принцип Паулі. Правила Клечковського

Стан електрона в атомі можна описати за допомогою чотирьох квантових чисел.

n- Головне квантове число. Характеризує загальний запас енергії електрона в атомі та номер енергетичного рівня. nнабуває цілих значень від 1 до ∞. Найменшою енергією електрон має при n=1; зі збільшенням n - енергія. Стан атома, коли його електрони знаходяться на таких енергетичних рівнях, що їхня сумарна енергія мінімальна, називається основним. Стани з більш високими значенняминазиваються збудженими. Енергетичні рівні позначаються арабськими цифрами відповідно до значення n. Електрони можна розмістити по семи рівнях, тому реально n існує від 1 до 7. Головне квантове число визначає розміри електронної хмари і визначає середній радіус знаходження електрона в атомі.

l- орбітальне квантове число. Характеризує запас енергії електронів у підрівні та форму орбіталі (табл. 1). Приймає цілі значення від 0 до n-1. l залежить від n. Якщо n=1, то l=0, що свідчить, що у 1-му рівні 1-н підрівень.

m e- Магнітне квантове число. Характеризує орієнтацію орбіталі у просторі. Приймає цілі значення від –l через 0 до +l. Так, при l=1 (p-орбіталь), m e приймає значення -1, 0, 1 та орієнтація орбіталі може бути різною (рис. 3).

Рис. 3. Одна з можливих орієнтацій у просторі p-орбіталі

s- Спинове квантове число. Характеризує власне обертання електрона довкола осі. Приймає значення -1/2(↓) та +1/2(). Два електрони на одній орбіталі мають антипаралельні спини.

Стан електронів в атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором квантових чисел. Послідовність заповнення орбіталей електронами визначається правилами Клечковського: орбіталі заповнюються електронами у порядку зростання суми (n+l) цих орбіталей, якщо сума (n+l) однакова, то першої заповнюється орбіталь з меншим значенням n.

Однак, в атомі зазвичай присутні не один, а кілька електронів і, щоб врахувати їхню взаємодію один з одним, використовують поняття ефективного заряду ядра – на електрон зовнішнього рівня діє заряд, менший заряду ядра, внаслідок чого внутрішні електрони екранують зовнішні.

Основні характеристики атома: атомний радіус (ковалентний, металевий, ван-дер-ваальс, іонний), спорідненість з електроном, потенціал іонізації, магнітний момент.

Електронні формули атомів

Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку. Будова електронної оболонки зображається електронною формулою, яка показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується праворуч угорі від літери, що показує підрівень. Наприклад, атом водню має один електрон, розташований на s-підрівні 1-го енергетичного рівня: 1s 1 . Електронна формула гелію, що містить два електрони записується так: 1s 2 .

У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Зв'язок електронної будови атома з положенням елемента у Періодичній системі

Електронну формулу елемента визначають за його становищем у Періодичній системі Д.І. Менделєєва. Так, номер періоду відповідає У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють У елементів другого періоду електрони заповнюють 2-й енергетичний рівень, на якому можуть бути не більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

У атомів деяких елементів спостерігається явище «проскоку» електрона із зовнішнього енергетичного рівня на передостанній. Проскок електрона відбувається у атомів міді, хрому, паладію та деяких інших елементів. Наприклад:

24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

енергетичний рівень, у якому можуть бути трохи більше 8-ми електронів. Спочатку електрони заповнюють s-підрівень, потім – p-підрівень. Наприклад:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Номер групи елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні, такі електрони називають валентними (вони беруть участь у освіті хімічного зв'язку). Валентними електронами елементів побічних підгруп можуть бути електрони зовнішнього енергетичного рівня і d-підрівня передостаннього рівня. Номер групи елементів побічних підгруп III-VII груп, а також у Fe, Ru, Os відповідає загальній кількості електронів на s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня та d-підрівні передостаннього рівня

Завдання:

Зобразіть електронні формули атомів фосфору, рубідії та цирконію. Вкажіть валентні електрони.

Відповідь:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Валентні електрони 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Валентні електрони 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Валентні електрони 4d 2 5s 2