будова атома
будова атома
Атом (від грецького atomos - неподільний) - одноядерна, неподільна хімічним шляхом частинка хімічного елемента, носій властивостей речовини. Речовини складаються з атомів. Сам атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно зарядженого електронної хмари. В цілому атом електронейтрален. 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) і N нейтронів, які не несуть на собі заряду (кількість нейтронів може дорівнювати або трохи більше або менше, ніж протонів). Протони і нейтрони називають нуклонами, тобто частинками ядра. Таким чином, заряд ядра визначаться тільки кількістю протонів і дорівнює порядковому номеру елемента в 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 і 1 а.е.м.). Маса атома в основному визначається масою його ядра, оскільки маса електрона приблизно в 1836 разів менше маси протона і нейтрона і в розрахунках рідко враховується. Точна кількість нейтронів можна дізнатися по різниці між масою атома і кількістю протонів (N = A - Z). Вид атомів будь-якого хімічного елемента з ядром, що складається з строго певного числа протонів (Z) і нейтронів (N), називається нуклідом (Це можуть бути як різні елементи з однаковим загальною кількістю нуклонів (ізобари) або нейтронів (Ізотон), так і один хімічний елемент - одна кількість протонів, але різну кількість нейтронів (ізомери)).
елементарна частинка заряд (умовні одиниці) заряд (Кл) маса (а.е.м.) маса (г) протон +1 1,6 · 10 × 10-19 1 1,7 · 10 × 10-24 нейтрон 0 0 1 1,7 · 10 × 10-24 електрон -1 -1,6 · 10 × 10-19 0 9,1 · 10 × 10-28
Оскільки в ядрі атома зосереджена практично вся маса, але його розміри дуже малі в порівнянні із загальним обсягом атома, то ядро умовно приймається матеріальною точкою, яка покоїться в центрі атома, а сам атом розглядається як система електронів. При хімічній реакції ядро атома не зачіпається (крім ядерних реакцій), як і внутрішні електронні рівні, а беруть участь тільки електрони зовнішньої електронної оболонки. З цієї причини необхідно знати властивості електрона і правила формування електронних оболонок атомів.
властивості електрона
Перед вивченням властивостей електрона і правил формування електронних рівнів необхідно торкнутися історію формування уявлень про будову атома. Ми не будемо розглядати повну історію становлення атомарного 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 (якщо якесь тіло почати ділити навпіл, половинку ще навпіл і так далі, то цей процес не зможе відбуватися до нескінченності; ми зупинимося на частинці, яку вже не зможемо поділити, - це і буде атом). Після чого історія будови атома пройшла складний шлях і різні уявлення, такі як неподільність атома, Томсоновская модель атома і інші. Найбільш близькою виявилася модель атома, запропонована Ернестом Резерфордом в 1911 році. Він порівняв атом з сонячною системою, де в ролі сонця виступало ядро атома, а електрони рухалися навколо нього подібно до планет. Розміщення електронів на стаціонарних орбітах було дуже важливим кроком в розумінні будови атома. Однак така планетарна модель будови атома йшла в протиріччя з класичною механікою. Справа в тому, що при русі електрона по орбіті він повинен був втрачати потенційну енергію і в кінці кінців "впасти" на ядро, і атом повинен був припинити своє існування. Такий парадокс був усунутий введенням постулатів Нільсом Бором . Згідно з цими постулатам, електрон рухався по стаціонарних орбітах навколо ядра і при нормальних умовах не поглинав і не випускав енергію. Постулати показують, що для опису атома закони класичної механіки не підходять. Така модель атома називається моделлю Бора-Резерфорда. Продовженням планетарного будови атома є квантово-механічна модель атома, згідно з якою ми і будемо розглядати електрон.
Електрон є квазічастинкою, проявляючи корпускулярно-хвильовий дуалізм: він одночасно є і часткою (корпускула), і хвилею. До властивостей частки можна віднести масу електрона і його заряд, а до хвильовим властивостям - здатність до дифракції та інтерференції. Зв'язок між хвильовими і корпускулярним властивостями електрона відображені в рівнянні де Бройля:
λ = h m v, {\ displaystyle \ lambda = {\ frac {h} {mv}},}
де λ {\ displaystyle \ lambda} 
Для електрона неможливо розрахувати траєкторію його руху, можна говорити тільки про ймовірність знаходження електрона в тому чи іншому місці навколо ядра. З цієї причини говорять не про орбітах руху електрона навколо ядра, а про орбиталях - просторі навколо ядра, в якому ймовірність знаходження електрона перевищує 95%. Для електрона неможливо одночасно точно виміряти і координату, і швидкість (принцип невизначеності Гейзенберга).
Δ x * m * Δ v> ℏ 2 {\ displaystyle \ Delta x * m * \ Delta v> {\ frac {\ hbar} {2}}}
де Δ x {\ displaystyle \ Delta x} 
Чим точніше ми вимірюємо координату електрона, тим більше похибка у вимірі його швидкості, і навпаки: чим точніше ми знаємо швидкість електрона, тим більше невизначеність в його координаті.
Наявність хвильових властивостей у електрона дозволяє застосувати до нього хвильове рівняння Шредінгера.
∂ 2 Ψ ∂ x 2 + ∂ 2 Ψ ∂ y 2 + ∂ 2 Ψ ∂ z 2 + 8 π 2 mh (E - V) Ψ = 0 {\ displaystyle {\ frac {{\ partial} ^ {2} \ Psi } {\ partial x ^ {2}}} + {\ frac {{\ partial} ^ {2} \ Psi} {\ partial y ^ {2}}} + {\ frac {{\ partial} ^ {2} \ Psi} {\ partial z ^ {2}}} + {\ frac {8 {\ pi ^ {2}} m} {h}} \ left (EV \ right) \ Psi = 0}
де E {\ displaystyle E} 
Представлене рівняння написано для одноелектронної системи. Для систем, що містять більше одного електрона, принцип опису залишається колишнім, але рівняння приймає більш складний вид. Графічним рішенням рівняння Шредінгера є геометрія атомних орбіталей. Так, s-орбіталь має форму кулі, p-орбіталь - форму вісімки з "вузлом" на початку координат (на ядрі, де ймовірність виявлення електрона прагне до нуля).
В рамках сучасної квантово-механічної теорії електрон може бути охарактеризована квантових чисел: n, l, ml, s і ms. Згідно з принципом Паулі в одному атомі не може бути двох електронів з повністю ідентичним набором всіх квантових чисел.
Головне квантове число n визначає енергетичний рівень електрона, тобто на якому електронному рівні розташований даний електрон. Головне квантове число може приймати тільки цілочисельні значення більше 0: n = 1, 2, 3 ... Максимальне значення n для конкретного атома елемента відповідає номеру періоду, в якому розташований елемент в періодичній таблиці Д. І. Менделєєва.
Орбітальний (додаткове) квантове число l визначає геометрію електронного хмари. Може приймати цілочисельні значення від 0 до n-1. Для значень додаткового квантового числа l застосовують буквене позначення:
значення l 0 1 2 3 4 буквене позначення s p d f g
S-орбіталь має форму кулі, p-орбіталь - форму вісімки. Решта орбіталі мають дуже складну структуру, як, наприклад, представлена на малюнку d-орбіталь.
вид орбіталей на різних енергетичних рівнях (при різних n)
Електрони за рівнями і орбиталям розташовуються не хаотично, а по правилом Клечковского , Згідно з яким заповнення електронів відбувається за принципом найменшої енергії, тобто в порядку зростання суми головного і орбітального квантових чисел n + l. У разі, коли сума для двох варіантів заповнення однакова, спочатку заповнюється найменший енергетичний рівень (наприклад: при n = 3 а l = 2 і n = 4 а l = 1 спочатку заповнюватися буде рівень 3). Магнітне квантове число ml визначає розташування орбіталі в просторі і може приймати цілочисельне значення від -l до + l, включаючи 0. Для s-орбіталі можливо тільки одне значення ml = 0. Для p-орбіталі - вже три значення -1, 0 і +1, тобто p-орбіталь може розташовуватися по трьох осях координат x, y і z.
Електрон має власний моментом імпульсу - спіном, що позначають квантовим числом s. Спін електрона - величина постійна і рівна 1/2. Явище спина можна умовно уявити як рух навколо власної осі. Спочатку спин електрона прирівнювали до руху планети навколо власної осі, проте таке порівняння помилково. Спін - чисто квантове явище, яке не має аналогів в класичній механіці.