Ar atomas. Pasaulis nuostabus

Redakcinis atsakymas

1913 metais danų fizikas Nielsas Bohras pasiūlė savo teoriją apie atomo sandarą. Jis rėmėsi fiziko Rutherfordo sukurtu planetiniu atomo modeliu. Jame atomas buvo lyginamas su makrokosmoso objektais – planetų sistema, kur planetos juda orbitomis aplink didelę žvaigždę. Panašiai ir planetiniame atomo modelyje elektronai juda orbitomis aplink centre esantį sunkųjį branduolį.

Bohras įtraukė kvantavimo idėją į atomo teoriją. Pagal ją elektronai gali judėti tik fiksuotomis orbitomis, atitinkančiomis tam tikrus energijos lygius. Būtent Bohro modelis tapo pagrindu kuriant šiuolaikinį kvantinį mechaninį atomo modelį. Šiame modelyje atomo branduolys, susidedantis iš teigiamai įkrautų protonų ir neįkrautų neutronų, taip pat yra apsuptas neigiamo krūvio elektronų. Tačiau, remiantis kvantine mechanika, neįmanoma nustatyti jokios tikslios elektrono judėjimo trajektorijos ar orbitos – yra tik sritis, kurioje yra panašaus energijos lygio elektronų.

Kas yra atomo viduje?

Atomai sudaryti iš elektronų, protonų ir neutronų. Neutronai buvo atrasti po to, kai fizikai sukūrė planetinį atomo modelį. Tik 1932 m., atlikdamas eksperimentų seriją, Jamesas Chadwickas atrado daleles, kurios neturi krūvio. Krūvio nebuvimą patvirtino faktas, kad šios dalelės niekaip nereagavo į elektromagnetinį lauką.

Paties atomo branduolį sudaro sunkiosios dalelės – protonai ir neutronai: kiekviena iš šių dalelių yra beveik du tūkstančius kartų sunkesnė už elektroną. Protonai ir neutronai taip pat yra panašaus dydžio, tačiau protonai turi teigiamą krūvį, o neutronai apskritai neturi.

Savo ruožtu protonai ir neutronai susideda iš elementariųjų dalelių, vadinamų kvarkais. Šiuolaikinėje fizikoje kvarkai yra mažiausia pagrindinė materijos dalelė.

Paties atomo dydis daug kartų didesnis už branduolio dydį. Jei atomas padidinamas iki futbolo aikštės dydžio, tai jo branduolio dydis gali būti panašus į teniso kamuoliuką tokios aikštės centre.

Gamtoje yra daug atomų, kurie skiriasi dydžiu, mase ir kitomis savybėmis. To paties tipo atomų grupė vadinama cheminiu elementu. Iki šiol daugiau nei šimtas cheminiai elementai. Jų atomai skiriasi dydžiu, mase ir struktūra.

Elektronai atomo viduje

Neigiamai įkrauti elektronai juda aplink atomo branduolį, sudarydami savotišką debesį. Masyvus branduolys traukia elektronus, tačiau pačių elektronų energija leidžia jiems „pabėgti“ toliau nuo branduolio. Taigi, kuo didesnė elektrono energija, tuo jis toliau nuo branduolio.

Elektronų energijos vertė negali būti savavališka, ji atitinka tiksliai apibrėžtą energijos lygių rinkinį atome. Tai yra, elektrono energija laipsniškai keičiasi iš vieno lygio į kitą. Atitinkamai, elektronas gali judėti tik ribotame elektronų apvalkale, atitinkančiame tam tikrą energijos lygį – tokia yra Bohro postulatų prasmė.

Gavęs daugiau energijos, elektronas „peršoka“ į aukštesnį sluoksnį nuo branduolio, prarasdamas energiją, priešingai – į žemesnį sluoksnį. Taigi elektronų debesis aplink branduolį yra sutvarkytas kelių „nupjautų“ sluoksnių pavidalu.

Idėjų apie atomą istorija

Pats žodis „atomas“ kilęs iš graikų kalbos „nedalomas“ ir grįžta prie idėjų senovės graikų filosofai apie mažiausią nedalomą materijos dalį. Viduramžiais chemikai buvo įsitikinę, kad tam tikrų medžiagų negalima toliau suskaidyti į sudedamąsias dalis. Šios mažiausios medžiagos dalelės vadinamos atomais. 1860 m. tarptautiniame chemikų kongrese Vokietijoje šis apibrėžimas buvo oficialiai įtvirtintas pasaulio moksle.

AT pabaigos XIX XX amžiaus pradžioje fizikai atrado subatomines daleles ir tapo aišku, kad atomas iš tikrųjų nėra nedalomas. Nedelsiant buvo iškeltos teorijos apie vidinę atomo struktūrą, viena iš pirmųjų tarp jų buvo Thomsono modelis arba „razinų pudingo“ modelis. Pagal šį modelį maži elektronai buvo didžiuliame teigiamai įkrautame kūne, kaip razinos pudingo viduje. Tačiau praktiniai chemiko Rutherfordo eksperimentai paneigė šį modelį ir paskatino jį sukurti planetinį atomo modelį.

Bohro sukurtas planetos modelis, kartu su neutronų atradimu 1932 m., sudarė pagrindą šiuolaikinė teorija apie atomo sandarą. Kiti žinių apie atomą raidos etapai jau yra susiję su elementariųjų dalelių fizika: kvarkų, leptonų, neutrinų, fotonų, bozonų ir kt.

Kasdien naudojame kokius nors daiktus: paimame į rankas, atliekame bet kokias manipuliacijas - apverčiame, apžiūrime, galiausiai sulaužome. Ar kada nors susimąstėte, iš ko pagaminti šie objektai? "Ką čia galvoti? Iš metalo / medžio / plastiko / audinio!" – daugelis iš mūsų atsakys suglumę. Tai iš dalies teisingas atsakymas. O iš ko šios medžiagos – metalo, medžio, plastiko, audinio ir daugybės kitų medžiagų? Šiandien aptarsime šį klausimą.

Molekulė ir atomas: apibrėžimas

Išmanančiam žmogui atsakymas į jį paprastas ir banalus: iš atomų ir molekulių. Tačiau kai kurie žmonės susimąsto ir pradeda klausinėti: "Kas yra atomas ir molekulė? Kaip jie atrodo?" ir tt Atsakykime į šiuos klausimus eilės tvarka. Na, pirmiausia, kas yra atomas ir molekulė? Iš karto pasakysime, kad šie apibrėžimai nėra tas pats dalykas. Be to, tai visiškai skirtingi terminai. Taigi atomas yra mažiausia cheminio elemento dalis, kuri yra jo savybių nešėja, menkos masės ir dydžio materijos dalelė. Molekulė yra elektriškai neutrali dalelė, kurią sudaro keli sujungti atomai.

Kas yra atomas: struktūra

Atomas susideda iš elektronų apvalkalo ir (nuotrauka). Savo ruožtu branduolį sudaro protonai ir neutronai, o apvalkalas - iš elektronų. Atome protonai yra įkrauti teigiamai, elektronai – neigiamai, o neutronai visai neįkrauti. Jei protonų skaičius atitinka, tai atomas yra elektriškai neutralus, t.y. jei tokiais atomais paliestume iš molekulių susidariusią medžiagą, nepajusime nė menkiausio elektrinio impulso. O dėl pastarojo trūkumo jo nepagaus net ir galingi kompiuteriai. Bet būna, kad protonų yra daugiau nei elektronų, ir atvirkščiai. Tuomet tokius atomus būtų teisingiau vadinti jonais. Jei jame daugiau protonų, tai jis yra elektriškai teigiamas, bet jei vyrauja elektronai – elektriškai neigiamas. Kiekvienas konkretus atomas turi griežtą protonų, neutronų ir elektronų skaičių. Ir galima paskaičiuoti. Šių dalelių skaičiaus nustatymo problemų sprendimo šablonas atrodo taip:

Chem. elementas – R (įterpti elemento pavadinimą)
Protonai (p) - ?
Elektronai (e) – ?
Neutronai (n) - ?
Sprendimas:
p = chemijos serijos numeris. elementas R periodinėje sistemoje, pavadintoje D.I. Mendelejevas
e = p
n \u003d A r (R) – Nr. R

Kas yra molekulė: struktūra

Molekulė yra mažiausia cheminės medžiagos dalelė, tai yra, ji jau yra tiesiogiai įtraukta į jos sudėtį. Tam tikros medžiagos molekulė susideda iš kelių vienodų arba skirtingų atomų. Molekulių struktūros ypatybės priklauso nuo medžiagos, kurioje jos yra, fizinių savybių. Molekulės sudarytos iš elektronų ir atomų. Pastarojo vietą galima rasti naudojant struktūrinė formulė. leidžia nustatyti cheminės reakcijos eigą. Paprastai jie yra neutralūs elektros krūvis), ir jie neturi nesuporuotų elektronų (visi valentai yra prisotinti). Tačiau jie taip pat gali būti apmokestinti, tada jie teisingas pavadinimas- jonai. Molekulės taip pat gali turėti nesuporuotų elektronų ir nesočiųjų valentų – šiuo atveju jos vadinamos radikalais.

Išvada

Dabar jūs žinote, kas yra atomas ir Visos be išimties medžiagos yra sudarytos iš molekulių, o pastarosios, savo ruožtu, yra sudarytos iš atomų. Medžiagos fizinės savybės lemia atomų ir molekulių išsidėstymą ir ryšį joje.

ATOMAS [pranc. atomas, iš lot. atomus, iš graikų?τομος (ουσ?α) – nedalomas (esmė)], materijos dalelė, mažiausia cheminio elemento dalis, kuri yra jo savybių nešėja. Kiekvieno elemento atomai yra individualūs savo sandara ir savybėmis ir žymimi cheminiais elementų simboliais (pavyzdžiui, vandenilio atomas yra H, geležies atomas yra Fe, gyvsidabris yra Hg, uranas yra U ir tt). Atomai gali egzistuoti tiek laisvoje, tiek surištoje būsenoje (žr. Cheminis ryšys). Dėl to priklauso visa medžiagų įvairovė įvairūs deriniai atomai vienas kitam. Dujinių, skystų ir kietosios medžiagos priklauso nuo juos sudarančių atomų savybių. Visas fizines ir chemines atomo savybes lemia jo struktūra ir jos paklūsta kvantiniams dėsniams. (Apie atomo doktrinos raidos istoriją žr. straipsnį Atominė fizika.)

Bendrosios atomų sandaros charakteristikos. Atomas susideda iš sunkiojo branduolio, turinčio teigiamą elektros krūvį, ir jį supančių lengvųjų elektronų su neigiamais elektros krūviais, kurie sudaro atomo elektronų apvalkalus. Atomo matmenys nustatomi pagal jo išorinio elektroninio apvalkalo matmenis ir yra dideli, palyginti su atomo branduolio matmenimis. Būdingos skersmenų, plotų eilės skerspjūvis o atomo ir branduolio tūriai yra:

Atomas 10 -8 cm 10 -16 cm 2 10 -24 cm 3

Šerdis 10 -12 cm 10 -24 cm 2 10 -36 cm 3

Atomo elektronų apvalkalai neturi griežtai apibrėžtų ribų, o atomo matmenų reikšmės didesniu ar mažesniu mastu priklauso nuo jų nustatymo metodų.

Branduolio krūvis yra pagrindinė atomo charakteristika, nulemianti jo priklausymą tam tikram elementui. Branduolio krūvis visada yra sveikasis teigiamo elementariojo elektros krūvio kartotinis, absoliučia reikšme lygus elektrono krūviui -e. Branduolio krūvis yra +Ze, kur Z yra serijos numeris (atominis skaičius). Z \u003d 1, 2, 3, ... nuoseklių elementų atomams periodinėje cheminių elementų sistemoje, tai yra atomams H, He, Li, .... Neutralaus atomo branduolys su krūviu +Ze laiko Z elektronus su visu krūviu – Ze. Atomas gali prarasti arba įgyti elektronų ir tapti teigiamu arba neigiamu jonu (k = 1, 2, 3, ... – jo jonizacijos daugybinis skaičius). Tam tikro elemento atomas dažnai vadinamas jo jonais. Rašant jonus nuo neutralaus atomo skiria indeksas k + ir k -; pavyzdžiui, O yra neutralus deguonies atomas, O +, O 2+, O 3+, ..., O 8+, O -, O 2- – jo teigiami ir neigiami jonai. Neutralaus atomo ir kitų elementų jonų, turinčių vienodą elektronų skaičių, derinys sudaro izoelektroninę seriją, pavyzdžiui, vandenilio tipo atomų seriją H, He +, Li 2+, Be 3+, ....

Atomo branduolio krūvio daugybinis elementinis krūvis e buvo paaiškintas remiantis idėjomis apie branduolio sandarą: Z lygus protonų skaičiui branduolyje, protonų krūvis yra + e. Atomo masė didėja didėjant Z. Atomo branduolio masė yra maždaug proporcinga masės skaičiui A – bendram protonų ir neutronų skaičiui branduolyje. Elektrono masė (0,91 10 -27 g) yra daug mažesnė (apie 1840 kartų) nei protono arba neutrono masė (1,67 × 10 -24 g), todėl atomo masę daugiausia lemia jo masė. jos branduolys.

Tam tikro elemento atomai gali skirtis pagal branduolio masę (protonų Z skaičius pastovus, neutronų skaičius A-Z gali skirtis); tokios to paties elemento atomų atmainos vadinamos izotopais. Branduolio masių skirtumas beveik neturi įtakos tam tikro atomo elektronų apvalkalų struktūrai, kuri priklauso nuo Z, ir atomo savybėms. Didžiausi savybių skirtumai (izotopų efektai) gaunami vandenilio izotopams (Z = 1) dėl to, kad didelis skirtumas paprasto lengvojo vandenilio atomo (A = 1), deuterio (A = 2) ir tričio (A = 3) masėse.

Atomo masė svyruoja nuo 1,67 × 10 -24 g (pagrindiniam izotopui vandenilio atomas, Z = 1, A = 1) iki maždaug 4 × 10 -22 g (transurano elementų atomams). Dauguma tikslios vertės atomų mases galima nustatyti masių spektroskopijos metodais. Atomo masė nėra tiksliai lygi branduolio masių ir elektronų masių sumai, bet šiek tiek mažesnė - masės defektui ΔM = W / c 2, kur W yra atomo susidarymo energija iš branduolys ir elektronai (surišimo energija), c yra šviesos greitis. Ši pataisa yra sunkiųjų atomų elektronų masės m e eilės, o lengvųjų atomų – ​​nereikšminga (10–4 m e eilės).

Atomo energija ir jos kvantavimas. Dėl savo mažo dydžio ir didelės masės atomo branduolį galima apytiksliai laikyti tašku ir esančiu atomo masės centre (bendras branduolio ir elektronų masės centras yra šalia branduolio, o greitis branduolys atomo masės centro atžvilgiu yra mažas, palyginti su elektronų greičiais). Atitinkamai, atomas gali būti laikomas sistema, kurioje N elektronų su krūviais - e juda aplink nejudantį traukos centrą. Elektronų judėjimas atome vyksta ribotame tūryje, tai yra, jis yra surištas. Bendra vidinė atomo energija E lygi visų elektronų kinetinių energijų T ir potencinės energijos U sumai – jų branduolio traukos ir atstūmimo vienas nuo kito energijai.

Pagal atomo teoriją, kurią 1913 m. pasiūlė Nielsas Bohras, vandenilio atome vienas elektronas, kurio krūvis yra -e, juda aplink fiksuotą centrą, kurio krūvis yra +e. Pagal klasikinę mechaniką tokio elektrono kinetinė energija yra lygi

čia v – greitis, p = m e v – elektrono impulsas (impulsas). Potenciali energija (sumažinta iki Kulono elektrono traukos branduolyje energijos) yra lygi

ir priklauso tik nuo elektrono atstumo r nuo branduolio. Grafiškai funkcija U(r) pavaizduota kreive, kuri neribotai mažėja mažėjant r, t.y., kai elektronas artėja prie branduolio. U(r) reikšmė ties r→∞ laikoma nuliu. At neigiamos reikšmės bendroji energija E = T + U< 0 движение электрона является связанным: оно ограничено в пространстве значениями r=r мaкc . При положительных значениях полной энергии Е = Т + U >0 elektrono judėjimas yra laisvas - jis gali eiti į begalybę su energija E = T = (1/2)m e v 2 , o tai atitinka jonizuotą vandenilio atomą H + . Taigi neutralus vandenilio atomas yra elektrostatiškai surištų branduolių ir elektrono, turinčio E energiją, sistema< 0.

Užbaigti vidinė energija atomas E – pagrindinė jo, kaip kvantinės sistemos, charakteristika (žr. Kvantinė mechanika). Atomas ilgą laiką gali išbūti tik tam tikros energijos būsenose – stacionariose (nekintamose laike) būsenose. Kvantinės sistemos, susidedančios iš surištų mikrodalelių (įskaitant atomą), vidinė energija gali būti viena iš atskirų (nepertraukiamų) verčių serijų.

Kiekviena iš šių „leistinų“ energijos verčių atitinka vieną ar daugiau stacionarių kvantinių būsenų. Sistema negali turėti tarpinių energijos verčių (pavyzdžiui, esanti tarp E 1 ir E 2, E 2 ir E 3 ir t. t.), sakoma, kad tokia sistema yra kvantuota. Bet koks E pokytis yra susijęs su kvantiniu (panašiu į šuolį) sistemos perėjimą iš vienos stacionarios kvantinės būsenos į kitą (žr. toliau).

Galimos diskrečios atomo energijos vertės (3) gali būti grafiškai pavaizduotos pagal analogiją su kūno, pakelto į skirtingus aukščius (į skirtingus lygius), potencine energija, energijos lygių diagramos pavidalu, kur kiekviena energija reikšmė atitinka tiesę, nubrėžtą E i , i= 1 , 2, 3, ... aukštyje (1 pav.). Žemiausias lygis E 1 , atitinkantis mažiausią įmanomą atomo energiją, vadinamas žemės lygiu, o visi kiti (E i > E 1), i = 2, 3, 4, ...) vadinami sužadintaisiais, nes norint eiti į juos ( pereiti į atitinkamas stacionarias sužadintas būsenas iš žemės) reikia sužadinti sistemą - informuoti ją iš išorės energijos E i -E 1 .

Atomo energijos kvantavimas yra elektronų banginių savybių pasekmė. Pagal korpuskulinės bangos dualizmo principą m masės mikrodalelės judėjimas greičiu v atitinka bangos ilgį λ = h/mv, kur h yra Planko konstanta. Elektrono atome λ yra 10–8 cm dydžio, tai yra, tiesinių atomo matmenų eilės, todėl būtina atsižvelgti į elektrono atome bangines savybes. Susijęs judėjimas elektrono atomas yra panašus į stovinčią bangą ir neturėtų būti laikomas judėjimu materialus taškas palei trajektoriją, bet kaip sudėtinga bangų procesas. Riboto tūrio stovinčios bangos atveju galimos tik tam tikros bangos ilgio λ (taigi ir virpesių dažnio v) reikšmės. Pagal kvantinę mechaniką atomo E energija yra susijusi su v ryšiu E = hν ir todėl gali turėti tik tam tikras reikšmes. Mikrodalelės laisvas transliacinis judėjimas, neribotas erdvėje, pavyzdžiui, elektrono, atsiskyrusio nuo atomo (kurio energija E> 0), judėjimas yra panašus į slenkančios bangos sklidimą neribotame tūryje, kuriam bet koks galimos λ (ir v) reikšmės. Tokios laisvos mikrodalelės energija gali įgauti bet kokias reikšmes (ji nekvantuota, turi nuolatinį energijos spektrą). Tokia ištisinė seka atitinka jonizuotą atomą. E ∞ = 0 reikšmė atitinka jonizacijos ribą; skirtumas E ∞ -E 1 \u003d E jonas vadinamas jonizacijos energija (žr. straipsnį Jonizacijos potencialas); vandenilio atomui jis lygus 13,6 eV.

Elektronų tankio pasiskirstymas. Tiksli elektrono padėtis atome Šis momentas laikas negali būti nustatytas dėl santykio neapibrėžtumo. Elektrono būseną atome lemia jo banginė funkcija, kuri tam tikru būdu priklauso nuo jo koordinačių; bangos funkcijos modulio kvadratas apibūdina elektrono radimo tam tikrame erdvės taške tikimybės tankį. Bangos funkcija yra aiškus Schrödingerio lygties sprendimas.

Taigi elektrono būseną atome galima apibūdinti jo elektros krūvio pasiskirstymu erdvėje su tam tikru tankiu – elektronų tankio pasiskirstymu. Elektronai tarsi „ištepti“ erdvėje ir sudaro „elektronų debesį“. Toks modelis tiksliau apibūdina atomo elektronus nei taškinio elektrono, judančio griežtai apibrėžtomis orbitomis (Boro atomo teorijoje), modelis. Tuo pačiu metu kiekviena tokia Boro orbita gali būti susieta su specifiniu elektronų tankio pasiskirstymu. Žemės energijos lygiui E 1 elektronų tankis sutelktas šalia branduolio; sužadintų energijos lygių E 2 , E 3 , E 4 ... pasiskirsto vis didesniais vidutiniais atstumais nuo branduolio. Daugiaelektroniniame atome elektronai grupuojami į apvalkalus, kurie supa branduolį skirtingais atstumais ir pasižymi tam tikrais elektronų tankio pasiskirstymais. Elektronų surišimo su branduoliu stiprumas išoriniuose apvalkaluose yra mažesnis nei vidiniuose apvalkaluose, o elektronai yra silpniausiai surišti atokiausiame apvalkale, kurio matmenys yra didžiausi.

Elektronų sukimosi ir branduolio sukimosi apskaita. Atomo teorijoje labai svarbu atsižvelgti į elektrono sukimąsi – jo paties (sukimosi) momento momentą, vizualiniu požiūriu atitinkantį elektrono sukimąsi aplink savo ašį (jei elektronas laikomas maža dalele). Šimtas nuosavas (sukimosi) magnetinis momentas yra susijęs su elektrono sukimu. Todėl atome, kartu su elektrostatinėmis sąveikomis, būtina atsižvelgti ir į magnetines sąveikas, kurias lemia sukimosi magnetinis momentas ir orbitos magnetinis momentas, susijęs su elektrono judėjimu aplink branduolį; magnetinės sąveikos yra mažos, palyginti su elektrostatinėmis. Daugiaelektroniniuose atomuose sukinio įtaka reikšmingiausia: nuo elektronų sukimosi priklauso atomo elektronų apvalkalų prisipildymas tam tikru elektronų skaičiumi.

Branduolys atome gali turėti ir savo mechaninį momentą – branduolinį sukimąsi, kuris siejamas su šimtus ir tūkstančius kartų mažesniu už elektroninį branduolio magnetiniu momentu. Dėl sukinių atsiranda papildomos, labai mažos branduolio ir elektronų sąveikos (žr. toliau).

Vandenilio atomo kvantinės būsenos. Svarbiausią vaidmenį atomo kvantinėje teorijoje atlieka paprasčiausio vieno elektrono atomo teorija, susidedanti iš branduolio su krūviu +Ze ir elektrono su krūviu -e, tai yra, vandenilio teorija. atomas H ir į vandenilį panašūs jonai He +, Li 2+, Be 3+, ..., paprastai vadinami vandenilio atomo teorija. Metodai Kvantinė mechanika galite gauti tikslius ir pilnas aprašymas elektrono būsenos vieno elektrono atome. Daugelio elektronų atomo problema išspręsta tik apytiksliai; šiuo atveju jie remiasi vieno elektrono atomo problemos sprendimo rezultatais.

Vieno elektrono atomo energija nereliatyvistinėje aproksimacijoje (neatsižvelgiant į elektronų sukimąsi) yra lygi

sveikasis skaičius n = 1, 2, 3, ... nustato galimas atskiras energijos reikšmes – energijos lygius – ir vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi, R – Rydbergo konstanta, lygi 13,6 eV. Atomo energijos lygiai suartėja (kondensuojasi) prie jonizacijos ribos Е ∞ = 0, atitinkančios n =∞. Vandenilio tipo jonams keičiasi tik energijos verčių skalė (kartu Z2). Į vandenilį panašaus atomo jonizacijos energija (elektronų surišimo energija) yra (eV)

kuris suteikia H, He +, Li 2+, ... reikšmes 13,6 eV, 54,4 eV, 122,4 eV, ... .

Pagrindinė formulė (4) atitinka išraišką U(r) = -Ze 2 /r elektrono potencinei energijai elektrinis laukas branduoliai su krūviu +Ze. Šią formulę pirmasis išvedė N. Bohras, atsižvelgdamas į elektrono judėjimą aplink branduolį apskritime, kurio spindulys yra r, ir yra tikslus tokios sistemos Šriodingerio lygties sprendimas. Energijos lygiai (4) atitinka spindulio orbitas

kur konstanta a 0 \u003d 0,529 10 -8 cm \u003d \u003d 0,529 A yra vandenilio atomo pirmosios apskritimo orbitos spindulys, atitinkantis jo žemės lygį (šis Boro spindulys dažnai naudojamas kaip patogus ilgio matavimo vienetas atominė fizika). Orbitų spindulys yra proporcingas pagrindinio kvantinio skaičiaus n 2 kvadratui ir atvirkščiai proporcingas Z; į vandenilį panašių jonų linijinių matmenų skalė, lyginant su vandenilio atomu, sumažėja Z koeficientu. Reliatyvistinis vandenilio atomo aprašymas, atsižvelgiant į elektrono sukimąsi, pateikiamas Dirako lygtimi.

Pagal kvantinę mechaniką vandenilio atomo būseną visiškai lemia diskrečios keturių fizikinių dydžių reikšmės: energija E; orbitinis momentas M l (elektrono impulso momentas branduolio atžvilgiu); orbitos impulso projekcijos M lz į savavališkai pasirinktą kryptį z; sukimosi momento projekcijos M sz (vidinis elektrono impulso impulsas M s). Galimos šių fizikinių dydžių reikšmės, savo ruožtu, nustatomos atitinkamai kvantiniais skaičiais n, l, m l , m s. Apytiksliai, kai vandenilio atomo energija apibūdinama (4) formule, ji nustatoma tik pagal pagrindinį kvantinį skaičių n, kuris įgauna sveikų skaičių 1, 2, 3, ... . Energijos lygis su nurodytu n atitinka kelias būsenas, kurios skiriasi orbitinio (azimutinio) kvantinio skaičiaus l = 0, 1, ..., n-1 reikšmėmis. Būsenos, kurių reikšmės yra n ir l, paprastai žymimos 1s, 2s, 2p, 3s, ..., kur skaičiai nurodo n reikšmę, o raidės s, p, d, f (toliau lotyniškai). abėcėlė) - atitinkamai reikšmės l \u003d 0, 1, 2, 3. Pateiktiems n ir l skirtingų būsenų skaičius yra 2 (2l + 1) - magnetinio reikšmių derinių skaičius magnetinio sukinio skaičiaus m s orbitinis kvantinis skaičius m l (pirmasis ima 2l + 1 reikšmes, antrasis - 2 reikšmes). Bendras skirtingų būsenų skaičius su duotomis n ir l yra 2n 2 . Taigi kiekvienas vandenilio atomo energijos lygis atitinka 2,8, 18,…2n 2 (esant n= 1, 2, 3, ...) skirtingas stacionarias kvantines būsenas. Jei tik viena kvantinė būsena atitinka energijos lygmenį, tai ji vadinama neišsigimusia, jei dvi ar daugiau – išsigimusia (žr. Degeneracija kvantinėje teorijoje), o tokių būsenų skaičius g vadinamas išsigimimo laipsniu arba daugybe (dėl neišsigimusių energijos lygių g = 1). Vandenilio atomo energijos lygiai yra išsigimę, o jų išsigimimo laipsnis yra g n = 2n 2 .

Skirtingoms vandenilio atomo būsenoms taip pat gaunamas skirtingas elektronų tankio pasiskirstymas. Tai priklauso nuo kvantinių skaičių n, l ir Tuo pačiu metu elektronų tankis s būsenose (l=0) skiriasi nuo nulio centre, t.y. branduolio vietoje, ir nepriklauso nuo kryptis (sferiškai simetriška), o likusioms būsenoms (l>0) centre lygi nuliui ir priklauso nuo krypties. Elektronų tankio pasiskirstymas vandenilio atomo būsenoms, kai n = 1, 2, 3, parodytas 2 paveiksle; „elektronų debesies“ matmenys auga pagal (6) formulę proporcingai n2 (2 paveiksle esanti skalė mažėja judant nuo n = 1 iki n = 2 ir nuo n = 2 iki n = 3). Elektrono kvantinės būsenos panašiuose į vandenilio jonus apibūdinamos tais pačiais keturiais kvantiniais skaičiais n, l, m l ir m s, kaip ir vandenilio atome. Taip pat išsaugomas elektronų tankio pasiskirstymas, tik jis padidėja Z koeficientu.

Veiksmas išorinių laukų atomui. kaip atomas elektrinė sistema išoriniuose elektriniuose ir magnetiniuose laukuose įgyja papildomos energijos. Elektrinis laukas poliarizuoja atomą – išstumia elektronų debesis branduolio atžvilgiu (žr. Atomų, jonų ir molekulių poliarizacija), o magnetinis laukas tam tikru būdu orientuoja atomo magnetinį momentą, susijusį su elektrono judėjimu aplinkui. branduolys (su orbitos momentu M l) ir jo sukinys. Atitinka skirtingas vandenilio atomo būsenas, kurių energija E n išoriniame lauke skirtingos reikšmės papildomos energijos ΔЕ, o išsigimęs energijos lygis E n yra padalintas į keletą polygių. Tiek energijos lygių padalijimas elektriniame lauke – Starko efektas, tiek jų padalijimas magnetiniame lauke – Zeemano efektas – yra proporcingi atitinkamų laukų stiprumams.

Mažos magnetinės sąveikos atomo viduje taip pat lemia energijos lygių padalijimą. Vandenilio atomui ir į vandenilį panašiems jonams vyksta sukinio-orbitos sąveika – elektrono sukimosi ir orbitos momentų sąveika; tai sukelia vadinamąją smulkiąją energijos lygių struktūrą – sužadintų lygių E n (jeigu n>1) padalijimą į polygius. Visuose vandenilio atomo energijos lygiuose taip pat stebima hipersmulki struktūra dėl labai mažos branduolio sukimosi magnetinės sąveikos su elektroniniais momentais.

Daugiaelektroninių atomų elektroniniai apvalkalai. Atomo, kuriame yra 2 ar daugiau elektronų, teorija iš esmės skiriasi nuo vandenilio atomo teorijos, nes tokiame atome yra identiškos dalelės, sąveikaujančios viena su kita - elektronai. Abipusis elektronų atstūmimas daugiaelektroniniame atome žymiai sumažina jų ryšio su branduoliu stiprumą. Pavyzdžiui, vieno elektrono atsiskyrimo energija helio jone (He +) yra 54,4 eV, o neutraliame helio atome dėl elektronų atstūmimo vieno iš jų atsiskyrimo energija sumažėja iki 24,6 eV. Sunkesnių atomų išoriniams elektronams jų ryšio stiprumo sumažėjimas dėl vidinių elektronų atstūmimo yra dar reikšmingesnis. Daugelio elektronų atomuose svarbų vaidmenį atlieka elektronų, kaip identiškų mikrodalelių (žr. Tapatybės principas), kurių sukinys s = 1/2, savybės, kurioms galioja Pauli principas. Pagal šį principą elektronų sistemoje kiekvienoje kvantinėje būsenoje negali būti daugiau nei vienas elektronas, todėl susidaro griežtai užpildyti atomo elektronų apvalkalai. tam tikrus skaičius elektronų.

Atsižvelgiant į sąveikaujančių elektronų neatskiriamumą, prasminga kalbėti tik apie viso atomo kvantines būsenas. Tačiau galima apytiksliai atsižvelgti į atskirų elektronų kvantines būsenas ir kiekvieną iš jų apibūdinti kvantinių skaičių n, l, m l ir m s rinkiniu, panašiai kaip elektroną vandenilio atome. Šiuo atveju elektronų energija, pasirodo, priklauso ne tik nuo n, kaip vandenilio atome, bet ir nuo l; tai vis tiek nepriklauso nuo m l ir m s. Elektronai, turintys duotus n ir l daugiaelektroniniame atome, turi vienodą energiją ir sudaro tam tikrą elektronų apvalkalą. Tokie ekvivalentiniai elektronai ir jų suformuoti apvalkalai, taip pat kvantinės būsenos ir energijos lygiai su duotais n ir l, žymimi simboliais ns, np, nd, nf, ... (jei 1 = 0, 1, 2, 3, ...) ir jie kalba apie 2p elektronus, 3s apvalkalus ir pan.

Pagal Pauli principą bet kurie 2 elektronai atome turi būti skirtingose ​​kvantinėse būsenose ir dėl to skirtis bent vienu iš keturių kvantinių skaičių n, l, m l ir m s , o lygiaverčių elektronų (n ir l) atžvilgiu. yra vienodi) - pagal reikšmes m l ir m s . Porų skaičius m l , m s, t.y. elektrono skirtingų kvantinių būsenų skaičius su duotomis n ir l, yra jo energijos lygio išsigimimo laipsnis g l = 2 (2l+1) = 2, 6, 10, 14, ... Jis nustato elektronų skaičių visiškai užpildytuose elektronų apvalkaluose. Taigi s-, p-, d-, f-, ... apvalkalai yra užpildyti 2, 6, 10, 14, ... elektronais, nepriklausomai nuo n reikšmės. Elektronai, turintys duotą n, sudaro sluoksnį, susidedantį iš apvalkalų, kurių l = 0, 1, 2, ..., n - 1 ir užpildyti 2n 2 elektronais, vadinamasis K-, L-, M, N sluoksnis. Visiškai baigę turime:

Kiekviename sluoksnyje mažesni l apvalkalai pasižymi didesniu elektronų tankiu. Ryšio tarp elektrono ir branduolio stiprumas mažėja padidėjus n, o esant tam tikram n – padidėjus l. Kuo silpnesnis atitinkamo apvalkalo surištas elektronas, tuo didesnis jo energijos lygis. Branduolys, turintis nurodytą Z, prijungia elektronus mažėjančio ryšio stiprumo tvarka: iš pradžių du elektronai 1s, po to du elektronai 2s, šeši elektronai 2p ir tt Kiekvieno cheminio elemento atomas turi tam tikrą elektronų pasiskirstymą per apvalkalus – jo elektronas. konfigūracija, pavyzdžiui:

(elektronų skaičius tam tikrame apvalkale rodomas indeksu viršuje dešinėje). Elementų savybių periodiškumą lemia atomo išorinių elektronų apvalkalų panašumas. Pavyzdžiui, neutralūs atomai P, As, Sb, Bi (Z = 15, 33, 51, 83) turi tris p-elektronus išoriniame elektronų apvalkale, kaip ir N atomas, ir yra panašūs į jį savo cheminėmis ir daugeliu fizinių savybių. .

Kiekvienam atomui būdinga normali elektroninė konfigūracija, gaunama, kai visi elektronai atome yra stipriausiai surišti, o sužadintos elektroninės konfigūracijos, kai vienas ar keli elektronai yra susirišę silpniau – yra aukštesniuose energijos lygiuose. Pavyzdžiui, helio atomui kartu su normaliu 1s2 galimos sužadintos elektroninės konfigūracijos: 1s2s, 1s2p, ... (sužadinamas vienas elektronas), 2s 2, 2s2p, ... (abu elektronai sužadinami). Tam tikra elektroninė konfigūracija atitinka vieną viso atomo energijos lygį, jei elektronų apvalkalai yra visiškai užpildyti (pavyzdžiui, normali atomo konfigūracija yra Ne 1s 2 2s 2 2р 6), ir tam tikras energijos lygių skaičius, jei yra iš dalies užpildytų apvalkalų (pavyzdžiui, normali azoto atomo konfigūracija yra 1s 2 2s 2 2p 3, kurios apvalkalas 2p užpildytas pusiau). Esant iš dalies užpildytiems d ir f apvalkalams, kiekvieną konfigūraciją atitinkančių energijos lygių skaičius gali siekti daugybę šimtų, todėl atomo su iš dalies užpildytais apvalkalais energijos lygių schema yra labai sudėtinga. Pagrindinis atomo energijos lygis yra žemiausias normalios elektroninės konfigūracijos lygis.

Kvantiniai perėjimai atome. Kvantiniuose perėjimuose atomas pereina iš vienos stacionarios būsenos į kitą – iš vieno energijos lygio į kitą. Pereinant iš aukštesnio energijos lygio E i į žemesnį Е atomas išskiria energiją E i - E k , o atvirkštinio perėjimo metu ją gauna. Kaip ir bet kurioje kvantinėje sistemoje, atomo kvantiniai perėjimai gali būti dviejų tipų: su spinduliavimu (optiniai perėjimai) ir be spinduliavimo (spinduliuojantys arba neoptiniai perėjimai). Svarbiausia kvantinio perėjimo charakteristika yra jo tikimybė, kuri lemia, kaip dažnai šis perėjimas gali įvykti.

Kvantinių perėjimų su spinduliavimu metu atomas sugeria (perėjimas E į → E i) arba skleidžia (perėjimas E i → E į) elektromagnetinę spinduliuotę. Elektromagnetinę energiją sugeria ir išspinduliuoja atomas šviesos kvanto – fotono – pavidalu, kuriam būdingas tam tikras svyravimų dažnis v, pagal ryšį:

kur hv yra fotono energija. Santykis (7) yra energijos tvermės dėsnis mikroskopiniams procesams, susijusiems su spinduliuote.

Atomas, esantis pagrindinėje būsenoje, gali sugerti tik fotonus, o sužadintoje būsenoje gali juos ir sugerti, ir išspinduliuoti. Laisvas atomas pagrindinėje būsenoje gali egzistuoti neribotą laiką. Atomo buvimo sužadintoje būsenoje trukmė (šios būsenos gyvavimo trukmė) yra ribota, atomas spontaniškai (spontaniškai), iš dalies arba visiškai praranda sužadinimo energiją, išspinduliuodamas fotoną ir pereidamas į žemesnį energijos lygį; kartu su tokia spontaniška emisija galima ir stimuliuojama emisija, kuri vyksta, kaip ir sugertis, veikiant to paties dažnio fotonams. Kuo trumpesnis sužadinto atomo gyvavimo laikas, tuo didesnė savaiminio perėjimo tikimybė, vandenilio atomui ji yra 10-8 s.

Galimų perėjimų su spinduliuote dažnių rinkinys v nulemia atitinkamo atomo atominį spektrą: perėjimų iš žemesnio į viršutinį lygius dažnių rinkinys yra jo sugerties spektras, perėjimų iš viršutinio į žemesnio lygio dažnių aibė yra emisijos spektras. . Kiekvienas toks perėjimas atominiame spektre atitinka tam tikrą dažnio v spektrinę liniją.

Nespinduliuojančių kvantinių perėjimų metu atomas gauna arba išskiria energiją, kai sąveikauja su kitomis dalelėmis, su kuriomis jis susiduria dujose arba yra ilgai surištas molekulėje, skystyje ar tvirtas kūnas. Dujose atomas gali būti laikomas laisvu laiko intervalais tarp susidūrimų; susidūrimo (smūgio) metu atomas gali pereiti į žemesnę arba aukštas lygis energijos. Toks susidūrimas vadinamas neelastingu (priešingai nei elastinis susidūrimas, kurio metu keičiasi tik atomo transliacinio judėjimo kinetinė energija, o jo vidinė energija išlieka nepakitusi). Svarbus ypatingas atvejis – laisvo atomo susidūrimas su elektronu; paprastai elektronas juda greičiau nei atomas, susidūrimo laikas labai trumpas ir galima kalbėti apie elektrono smūgį. Atomo sužadinimas elektronų smūgiu yra vienas iš jo energijos lygių nustatymo metodų.

Cheminės ir fizines savybes atomas. Daugumą atomo savybių lemia jo išorinių elektronų apvalkalų sandara ir charakteristikos, kuriuose elektronai santykinai silpnai surišti su branduoliu (suriša energija nuo kelių eV iki kelių dešimčių eV). Struktūra vidiniai apvalkalai atomas, kurio elektronai yra surišti daug stipriau (surišimo energija šimtai, tūkstančiai ir dešimtys tūkstančių eV), pasireiškia tik atomo sąveikose su greitomis dalelėmis ir didelės energijos (daugiau nei šimtų eV) fotonais . Tokia sąveika lemia atomo rentgeno spindulių spektrus ir greitųjų dalelių sklaidą (žr. Dalelių difrakcija). Atomo masė nulemia jo mechanines savybes viso atomo judėjimo metu – judesio kiekį, kinetinę energiją. Įvairios rezonansinės ir kitos fizikinės atomo savybės priklauso nuo atomo mechaninių ir susijusių magnetinių bei elektrinių momentų (žr. Elektronų paramagnetinis rezonansas, Branduolio magnetinis rezonansas, Branduolinis kvadrupolio rezonansas).

Atomo išorinių apvalkalų elektronai yra lengvai veikiami išorinių poveikių. Kai atomai artėja vienas prie kito, atsiranda stipri elektrostatinė sąveika, dėl kurios gali susidaryti cheminis ryšys. Silpnesnė dviejų atomų elektrostatinė sąveika pasireiškia jų tarpusavio poliarizacija – elektronų poslinkiu branduolių atžvilgiu, kuris yra stipriausias silpnai surištiems išoriniams elektronams. Tarp atomų atsiranda poliarizacinės traukos jėgos, į kurias reikia atsižvelgti jau esant dideliems atstumams tarp jų. Atomo poliarizacija vyksta ir išoriniuose elektriniuose laukuose; dėl to pasislenka atomo energijos lygiai ir, kas ypač svarbu, suskaidomi išsigimę energijos lygiai (Starko efektas). Atomo poliarizacija gali atsirasti veikiant elektrinis laukasšviesos (elektromagnetinė) banga; tai priklauso nuo šviesos dažnio, kuris lemia priklausomybę nuo jo ir lūžio rodiklį (žr. Šviesos dispersija), susietą su atomo poliarizuotumu. Uždaryti ryšį optines charakteristikas atomas su savo elektrinėmis savybėmis ypač aiškiai pasireiškia jo optiniuose spektruose.

Atomų magnetines savybes daugiausia lemia jų elektronų apvalkalo struktūra. Atomo magnetinis momentas priklauso nuo jo mechaninio momento (žr. Magneto-mechaninį santykį), atome su visiškai užpildytu elektronų apvalkalu jį nulis, taip pat mechaninis momentas. Atomai su iš dalies užpildytais išoriniais elektronų apvalkalais, kaip taisyklė, turi nulinius magnetinius momentus ir yra paramagnetiniai. Išoriniame magnetiniame lauke dalijasi visi atomų lygiai, kuriuose magnetinis momentas nelygus nuliui – vyksta Zeemano efektas. Visi atomai turi diamagnetizmą, kuris atsiranda dėl magnetinio momento atsiradimo juose veikiant išoriniam poveikiui magnetinis laukas(vadinamasis indukuotas magnetinis momentas, analogiškas atomo elektriniam dipolio momentui).

Iš eilės vykstant atomo jonizacijai, tai yra, atsiskiriant jo elektronams, pradedant nuo tolimiausių, atsižvelgiant į jų ryšio stiprumo didėjimą, atitinkamai pasikeičia visos atomo savybės, kurias lemia jo išorinis apvalkalas. Vis labiau tvirčiau surišti elektronai tampa išoriniais; dėl to labai sumažėja atomo gebėjimas poliarizuotis elektriniame lauke, didėja atstumai tarp energijos lygių ir optinių perėjimų tarp šių lygių dažniai (o tai lemia spektrų poslinkį vis trumpesnių bangų ilgių link). Daugybė savybių pasižymi periodiškumu: panašius išorinius elektronus turinčių jonų savybės yra panašios; pavyzdžiui, N 3+ (du 2s elektronai) rodo panašumą į N 5+ (du 1s elektronus). Tai taikoma energijos lygių charakteristikoms ir santykiniam išsidėstymui bei optiniams spektrams, atomo magnetiniams momentams ir pan. Dramatiškiausias savybių pokytis įvyksta, kai iš jo pašalinamas paskutinis elektronas išorinis apvalkalas, kai lieka tik visiškai užpildyti apvalkalai, pavyzdžiui, pereinant iš N 4+ į N 5+ (elektroninės konfigūracijos 1s 2 2s ir 1s 2). Šiuo atveju jonas yra stabiliausias, o jo bendrieji mechaniniai ir bendrieji magnetiniai momentai lygūs nuliui.

Atomo savybės surišta būsena(pavyzdžiui, molekulės dalis) skiriasi nuo laisvojo atomo savybių. Atomo savybės patiria didžiausius pokyčius, kuriuos lemia atokiausi elektronai, dalyvaujantys pridedant tam tikrą atomą prie kito. Tuo pačiu metu vidinių apvalkalų elektronų nustatytos savybės gali išlikti praktiškai nepakitusios, kaip ir rentgeno spindulių spektrų atveju. Kai kurios atomo savybės gali palyginti nedidelius pokyčius, iš kurių galima gauti informacijos apie surištų atomų sąveikos pobūdį. Svarbus pavyzdys yra atominės energijos lygių padalijimas kristaluose ir sudėtinguose junginiuose, atsirandantis veikiant aplinkinių jonų sukuriamiems elektriniams laukams.

Eksperimentiniai metodai tirti atomo sandarą, jo energijos lygius, sąveiką su kitais atomais, elementariosiomis dalelėmis, molekulėmis, išorinius laukus ir pan., tačiau pagrindinė informacija yra jo spektruose. Atominės spektroskopijos metodai visuose bangų ilgių diapazonuose, o ypač šiuolaikinės lazerinės spektroskopijos metodai, leidžia ištirti vis subtilesnius su atomu susijusius efektus. Nuo XIX amžiaus pradžios atomo egzistavimas mokslininkams buvo akivaizdus, ​​tačiau XX amžiaus pradžioje J. Perrinas surengė eksperimentą, įrodantį jo egzistavimo realumą. Tobulėjant mikroskopijai, atsirado galimybė gauti kietųjų kūnų paviršiaus atomų vaizdus. Pirmą kartą atomą pamatė E. Mulleris (JAV, 1955 m.), pasitelkęs jo išrastą lauko jonų mikroskopą. Šiuolaikiniai atominės jėgos ir tuneliniai mikroskopai leidžia gauti geros skiriamosios gebos kietųjų kūnų paviršių vaizdus atominis lygis(žr. 3 pav.).

Ryžiai. 3. Silicio paviršiaus atominės struktūros vaizdas, gautas Oksfordo universiteto profesoriaus M. Kapstell naudojant skenuojantį tunelinį mikroskopą.

Egzistuoja ir įvairiuose tyrimuose plačiai naudojami vadinamieji egzotiniai atomai, pavyzdžiui, miuoniniai atomai, t.y. atomai, kuriuose visi ar dalis elektronų pakeisti neigiamais miuonais, miuonis, pozitronis, taip pat hadrono atomai, susidedantys iš įkrautų pionų. , kaonai, protonai, deuteronai ir kt. Taip pat buvo atlikti pirmieji antivandenilio atomo stebėjimai (2002 m.) – atomas, susidedantis iš pozitrono ir antiprotono.

Lit .: Gimė M. Atominė fizika. 3 leidimas M., 1970; Fano U., Fano L. Atomų ir molekulių fizika. M., 1980; Shpolsky E.V. Atominė fizika. 7-asis leidimas M., 1984. T. 1-2; Elyashevich MA Atominė ir molekulinė spektroskopija. 2-asis leidimas M., 2000 m.

Atomo sudėtis.

Atomas sudarytas iš atomo branduolys ir elektronų apvalkalas.

Atomo branduolys sudarytas iš protonų ( p+) ir neutronus ( n 0). Dauguma vandenilio atomų turi vieną protono branduolį.

Protonų skaičius N(p+) yra lygus branduoliniam krūviui ( Z) ir elemento eilės skaičių natūralioje elementų serijoje (ir periodinėje elementų sistemoje).

N(p +) = Z

Neutronų skaičiaus suma N(n 0), žymimas tiesiog raide N, ir protonų skaičius Z paskambino masės skaičius ir yra pažymėtas raide BET.

A = Z + N

Atomo elektronų apvalkalą sudaro elektronai, judantys aplink branduolį ( e -).

Elektronų skaičius N(e-) neutralaus atomo elektronų apvalkale yra lygus protonų skaičiui Z jos esme.

Protono masė apytiksliai lygi neutrono masei ir 1840 kartų didesnė už elektrono masę, taigi atomo masė praktiškai lygi branduolio masei.

Atomo forma yra sferinė. Branduolio spindulys yra apie 100 000 kartų mažesnis už atomo spindulį.

Cheminis elementas- atomų tipas (atomų rinkinys), turintis tą patį branduolio krūvį (su tuo pačiu protonų skaičiumi branduolyje).

Izotopas- vieno elemento atomų rinkinys, kurio branduolyje yra toks pat neutronų skaičius (arba atomų tipas, turintis tiek pat protonų ir tiek pat neutronų branduolyje).

Skirtingi izotopai skiriasi vienas nuo kito neutronų skaičiumi savo atomų branduoliuose.

Vieno atomo ar izotopo žymėjimas: (E – elemento simbolis), pvz.: .

Atomo elektroninio apvalkalo sandara

atominė orbita yra elektrono būsena atome. Orbitos simbolis - . Kiekviena orbita atitinka elektronų debesį.

Tikrų atomų orbitalės pagrindinėje (nesužadintos) būsenoje yra keturių tipų: s, p, d ir f.

elektroninis debesis- erdvės dalis, kurioje 90 (ar daugiau) procentų tikimybe galima rasti elektroną.

Pastaba: kartais neskiriamos sąvokos „atominė orbita“ ir „elektronų debesis“, abi jas vadinant „atominėmis orbita“.

Atomo elektronų apvalkalas yra sluoksniuotas. Elektroninis sluoksnis susidarė tokio pat dydžio elektronų debesys. Susidaro vieno sluoksnio orbitalės elektroninis („energijos“) lygis, jų energija yra tokia pati vandenilio atomui, bet kitokia kitų atomų.

To paties lygio orbitos sugrupuojamos į elektroninė (energetinė) polygiai:
s- polygis (susideda iš vieno s-orbitalės), simbolis - .
p polygis (susideda iš trijų p
d polygis (susideda iš penkių d-orbitalės), simbolis - .
f polygis (susideda iš septynių f-orbitalės), simbolis - .

To paties polygio orbitų energijos yra vienodos.

Nurodant polygius, prie polygio simbolio pridedamas sluoksnio (elektroninio lygio) numeris, pvz.: 2 s, 3p, 5d reiškia s- antrojo lygio polygis, p- trečiojo lygio polygis, d- penktojo lygio polygis.

Bendras polygių skaičius viename lygyje yra lygus lygio skaičiui n. Bendras orbitų skaičius viename lygyje yra n 2. Atitinkamai, bendras debesų skaičius viename sluoksnyje taip pat yra n 2 .

Pavadinimai: - laisva orbita (be elektronų), - orbitalė su nesuporuotu elektronu, - orbitalė su elektronų pora (su dviem elektronais).

Eiliškumą, kuriuo elektronai užpildo atomo orbitales, lemia trys gamtos dėsniai (formulės pateiktos supaprastintai):

1. Mažiausios energijos principas – elektronai užpildo orbitales orbitalių energijos didėjimo tvarka.

2. Pauli principas – vienoje orbitoje negali būti daugiau nei du elektronai.

3. Hundo taisyklė – polygio viduje elektronai pirmiausia užpildo laisvas orbitas (po vieną), o tik po to sudaro elektronų poras.

Bendras elektronų skaičius elektroniniame nivelyje (arba elektroniniame sluoksnyje) yra 2 n 2 .

Polygių pasiskirstymas pagal energiją išreiškiamas toliau (energijos didėjimo tvarka):

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...

Vizualiai ši seka išreiškiama energijos diagrama:

Atomo elektronų pasiskirstymas pagal lygius, polygius ir orbitales (elektroninė atomo konfigūracija) gali būti pavaizduota kaip elektroninė formulė, energijos diagrama arba, paprasčiau tariant, kaip elektroninių sluoksnių diagrama ("elektroninė diagrama"). .

Atomų elektroninės struktūros pavyzdžiai:

Valentinių elektronų- atomo elektronai, galintys dalyvauti formuojant cheminius ryšius. Bet kurio atomo atveju tai yra visi išoriniai elektronai ir tie prieš išoriniai elektronai, kurių energija yra didesnė nei išorinių. Pavyzdžiui: Ca atomas turi 4 išorinius elektronus s 2, jie taip pat yra valentiniai; Fe atomas turi išorinių elektronų - 4 s 2, bet jis turi 3 d 6, vadinasi, geležies atomas turi 8 valentinius elektronus. Valencija elektroninė formulė kalcio atomai - 4 s 2, o geležies atomai - 4 s 2 3d 6 .

Periodinė D. I. Mendelejevo cheminių elementų sistema
(natūrali cheminių elementų sistema)

Periodinis cheminių elementų dėsnis(šiuolaikinė formuluotė): cheminių elementų, taip pat jų suformuotų paprastų ir sudėtingų medžiagų savybės periodiškai priklauso nuo atomo branduolių krūvio vertės.

Periodinė sistema- periodinio dėsnio grafinė išraiška.

Natūralus cheminių elementų asortimentas- daugybė cheminių elementų, pastatytų pagal protonų skaičiaus padidėjimą jų atomų branduoliuose arba, kas yra tas pats, pagal šių atomų branduolių krūvių padidėjimą. Šios serijos elemento eilės numeris yra lygus protonų skaičiui bet kurio šio elemento atomo branduolyje.

Cheminių elementų lentelė sukonstruota „supjaustant“ natūralią cheminių elementų seriją laikotarpiais(horizontalios lentelės eilutės) ir panašios elektroninės atomų sandaros elementų grupės (vertikalios lentelės stulpeliai).

Priklausomai nuo to, kaip elementai sujungiami į grupes, gali būti lentelė ilgas laikotarpis(elementai, turintys tą patį valentinių elektronų skaičių ir tipą, renkami grupėmis) ir trumpalaikis(elementai su vienodu valentinių elektronų skaičiumi renkami į grupes).

Trumpo laikotarpio lentelės grupės skirstomos į pogrupius ( pagrindinis ir šalutiniai poveikiai), sutampa su ilgojo laikotarpio lentelės grupėmis.

Visi to paties laikotarpio elementų atomai tas pats numeris elektroniniai sluoksniai, lygūs periodo skaičiui.

Elementų skaičius laikotarpiais: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Dauguma aštuntojo laikotarpio elementų buvo gauti dirbtinai, paskutiniai šio laikotarpio elementai dar nesusintetinti. Visi laikotarpiai, išskyrus pirmąjį, prasideda šarminį metalą formuojančiu elementu (Li, Na, K ir kt.) ir baigiasi tauriąsias dujas formuojančiu elementu (He, Ne, Ar, Kr ir kt.).

Trumpųjų periodų lentelėje – aštuonios grupės, kurių kiekviena suskirstyta į du pogrupius (pagrindinį ir antrinį), ilgojoje – šešiolika grupių, kurios numeruojamos romėniškais skaitmenimis raidėmis A arba B, pvz.: IA, IIIB, VIA, VIIB. Ilgojo laikotarpio lentelės IA grupė atitinka pagrindinį trumpojo laikotarpio lentelės pirmosios grupės pogrupį; VIIB grupė – antrinis septintos grupės pogrupis: likusieji – panašiai.

Cheminių elementų savybės natūraliai kinta grupėmis ir periodais.

Laikotarpiais (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• išorinių elektronų skaičius didėja,
• atomų spindulys mažėja,
• didėja elektronų ryšio su branduoliu stiprumas (jonizacijos energija),
• elektronegatyvumas didėja.
• sustiprėti oksidacinės savybės paprastos medžiagos („ne metališkumas“),
• susilpnėja paprastų medžiagų redukcinės savybės ("metališkumas"),
• susilpnina pagrindines hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybes,
• padidėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas.

Grupėse (su didėjančiu serijos numeriu)

• branduolinis krūvis didėja
• atomų spindulys didėja (tik A grupėse),
• mažėja ryšio tarp elektronų ir branduolio stiprumas (jonizacijos energija; tik A grupėse),
• elektronegatyvumas mažėja (tik A grupėse),
• susilpninti paprastų medžiagų oksidacines savybes ("nemetališkumas"; tik A grupėse),
• pagerinamos paprastų medžiagų redukuojančios savybės ("metališkumas"; tik A grupėse),
• padidėja pagrindinė hidroksidų ir atitinkamų oksidų savybė (tik A grupėse),
• susilpnėja hidroksidų ir atitinkamų oksidų rūgštingumas (tik A grupėse),
• stabilumas mažėja vandenilio junginiai(didėja jų redukcinis aktyvumas; tik A grupėse).

Užduotys ir testai tema "9 tema. "Atomo sandara. D. I. Mendelejevo (PSCE) periodinis dėsnis ir periodinė cheminių elementų sistema“.

• Periodinis įstatymas - Periodinis dėsnis ir atomų sandara 8–9 klasė
  Turėtumėte žinoti: orbitalių užpildymo elektronais dėsnius (mažiausios energijos principas, Pauli principas, Hundo taisyklė), periodinės elementų sistemos sandarą.

  Turėtumėte mokėti: nustatyti atomo sudėtį pagal elemento padėtį periodinėje sistemoje ir, atvirkščiai, rasti elementą periodinėje sistemoje, žinodami jo sudėtį; pavaizduoti struktūros schemą, atomo, jono elektroninę konfigūraciją ir, atvirkščiai, pagal diagramą ir elektroninę konfigūraciją nustatyti cheminio elemento padėtį PSCE; apibūdinti elementą ir jo sudaromas medžiagas pagal jo vietą PSCE; nustato atomų spindulio, cheminių elementų ir jų susidarančių medžiagų savybių pokyčius per vieną periodą ir vieną pagrindinį periodinės sistemos pogrupį.

  1 pavyzdys Nustatykite orbitų skaičių trečiajame elektroniniame lygyje. Kas yra šios orbitos?
  Norėdami nustatyti orbitų skaičių, naudojame formulę N orbitalės = n 2, kur n- lygio numeris. N orbitalės = 3 2 = 9. Vienas 3 s-, trys 3 p- ir penki 3 d- orbitalės.

  2 pavyzdys Nustatykite, kurio elemento elektroninė formulė yra 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Norėdami nustatyti, kuris elementas tai yra, turite sužinoti jo serijos numerį, kuris yra lygus bendram elektronų skaičiui atome. Šiuo atveju: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tai aliuminis.

  Įsitikinę, kad išmokote viską, ko reikia, pereikite prie užduočių. Linkime sėkmės.

  
  Rekomenduojama literatūra:
  • O. S. Gabrielyan ir kt.. Chemija, 11 kl. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldmanas. Chemija 11 ląstelių. M., Išsilavinimas, 2001 m.

Nuo antikos laikotarpio iki XVIII amžiaus vidurio moksle vyravo idėja, kad atomas yra materijos dalelė, kurios negalima skaidyti. Anglų mokslininkas, taip pat gamtininkas D. Daltonas, apibrėžė atomą kaip mažiausią cheminio elemento komponentą. M. V. Lomonosovas savo atominėje ir molekulinėje teorijoje sugebėjo apibrėžti atomą ir molekulę. Jis buvo tikras, kad molekulės, kurias jis pavadino „kūneliais“, yra sudarytos iš „elementų“ – atomų – ​​ir nuolat juda.

D. I. Mendelejevas manė, kad šis medžiagų, sudarančių materialųjį pasaulį, subvienetas išlaiko visas savo savybes tik tuo atveju, jei jis nėra atskirtas. Šiame straipsnyje mes apibrėžsime atomą kaip mikropasaulio objektą ir išnagrinėsime jo savybes.

Prielaidos atomo sandaros teorijai sukurti

XIX amžiuje teiginys apie atomo nedalomumą buvo laikomas visuotinai priimtu. Dauguma mokslininkų manė, kad vieno cheminio elemento dalelės jokiomis aplinkybėmis negali virsti kito elemento atomais. Šios idėjos buvo pagrindas, kuriuo buvo grindžiamas atomo apibrėžimas iki 1932 m. XIX amžiaus pabaigoje moksle buvo padaryti esminiai atradimai, kurie pakeitė šį požiūrį. Visų pirma, 1897 metais anglų fizikas J. J. Thomson atrado elektroną. Šis faktas radikaliai pakeitė mokslininkų mintis apie cheminio elemento sudedamosios dalies nedalomumą.

Kaip įrodyti, kad atomas yra sudėtingas

Dar anksčiau mokslininkai vieningai sutarė, kad atomai neturi krūvių. Tada buvo nustatyta, kad elektronai lengvai išsiskiria iš bet kurio cheminio elemento. Jų galima rasti liepsnose, jie yra nešiotojai elektros srovė, juos skleidžia medžiagos rentgeno spinduliuotės metu.

Bet jei elektronai yra visų be išimties atomų dalis ir yra neigiamai įkrauti, tai atome vis tiek yra dalelių, kurios būtinai turi teigiamą krūvį, kitaip atomai nebūtų elektriškai neutralūs. Padėti išnarplioti atomo struktūrą padėjo toks fizinis reiškinys kaip radioaktyvumas. Tai davė teisingą atomo apibrėžimą fizikoje, o vėliau ir chemijoje.

Nematomi spinduliai

Prancūzų fizikas A. Becquerelis pirmasis aprašė tam tikrų cheminių elementų, vizualiai nematomų spindulių, atomų emisijos reiškinį. Jie jonizuoja orą, prasiskverbia pro medžiagas, juoduoja fotoplokštes. Vėliau Curie sutuoktiniai išsiaiškino, kad radioaktyviosios medžiagos virsta kitų cheminių elementų atomais (pavyzdžiui, uranas į neptunį).

Radioaktyviosios spinduliuotės sudėtis yra nevienalytė: alfa dalelės, beta dalelės, gama spinduliai. Taigi radioaktyvumo reiškinys patvirtino, kad periodinės lentelės elementų dalelės turi sudėtinga struktūra. Šis faktas lėmė atomo apibrėžimo pakeitimus. Iš kokių dalelių susideda atomas, atsižvelgiant į naujus Rutherfordo gautus mokslinius faktus? Atsakymas į šį klausimą buvo mokslininko pasiūlytas atomo branduolinis modelis, pagal kurį elektronai sukasi aplink teigiamai įkrautą branduolį.

Rutherfordo modelio prieštaravimai

Mokslininko teorija, nepaisant jos išskirtinio pobūdžio, negalėjo objektyviai apibrėžti atomo. Jos išvados prieštarauja esminiams termodinamikos dėsniams, pagal kuriuos visi aplink branduolį besisukantys elektronai praranda savo energiją ir, kaip ten bebūtų, anksčiau ar vėliau turi į ją patekti. Šiuo atveju atomas sunaikinamas. Taip iš tikrųjų neįvyksta, nes cheminiai elementai ir dalelės, iš kurių jie susideda, gamtoje egzistuoja labai ilgai. Toks atomo apibrėžimas, pagrįstas Rutherfordo teorija, yra nepaaiškinamas, kaip ir reiškinys, atsirandantis, kai karštos paprastos medžiagos yra leidžiamos per difrakcijos gardelę. Galų gale, susidarę atomų spektrai turi linijinę formą. Tai prieštaravo Rutherfordo atomo modeliui, pagal kurį spektrai turėjo būti ištisiniai. Remiantis kvantinės mechanikos sampratomis, elektronai branduolyje šiuo metu apibūdinami ne kaip taškiniai objektai, o kaip turintys elektronų debesies formą.

Didžiausias jo tankis yra tam tikroje erdvės vietoje aplink branduolį ir yra laikomas dalelės vieta tam tikru laiko momentu. Taip pat buvo nustatyta, kad elektronai atome yra išsidėstę sluoksniais. Sluoksnių skaičių galima nustatyti žinant periodo, kuriame elementas yra D. I. Mendelejevo periodinėje sistemoje, skaičių. Pavyzdžiui, fosforo atome yra 15 elektronų ir 3 energijos lygiai. Indikatorius, nustatantis energijos lygių skaičių, vadinamas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi.

Eksperimentiškai nustatyta, kad mažiausią energiją turi arčiausiai branduolio esančio energijos lygio elektronai. Kiekvienas energijos apvalkalas yra padalintas į polygius, o jie, savo ruožtu, į orbitas. Elektronai, esantys skirtingose ​​orbitose, turi vienodą debesų formą (s, p, d, f).

Remiantis tuo, kas išdėstyta pirmiau, darytina išvada, kad elektronų debesies forma negali būti savavališka. Ji griežtai apibrėžiama pagal orbitą Taip pat priduriame, kad makrodalelės elektrono būseną lemia dar dvi reikšmės – magnetiniai ir sukimosi kvantiniai skaičiai. Pirmasis yra pagrįstas Schrödingerio lygtimi ir apibūdina elektronų debesies erdvinę orientaciją, pagrįstą mūsų pasaulio trimačiais. Antrasis indikatorius yra sukimosi skaičius, jis naudojamas elektrono sukimuisi aplink savo ašį pagal laikrodžio rodyklę arba prieš laikrodžio rodyklę.

Neutrono atradimas

D. Chadwicko darbo dėka, kurį jis atliko 1932 m., chemijoje ir fizikoje buvo pateiktas naujas atomo apibrėžimas. Savo eksperimentais mokslininkas įrodė, kad skilimo poloniui metu atsiranda spinduliuotė, kurią sukelia dalelės, neturinčios krūvio, kurių masė yra 1,008665. Naujoji elementarioji dalelė buvo pavadinta neutronu. Jo atradimas ir savybių tyrimas leido sovietų mokslininkams V. Gaponui ir D. Ivanenko sukurti naują protonų ir neutronų turinčio atomo branduolio sandaros teoriją.

Pagal naująją teoriją materijos atomo apibrėžimas buvo toks: tai cheminio elemento struktūrinis vienetas, susidedantis iš branduolio, kuriame yra protonų ir neutronų bei aplink jį judančių elektronų. Teigiamų dalelių skaičius branduolyje visada lygus cheminio elemento eilės skaičiui periodinėje sistemoje.

Vėliau profesorius A. Ždanovas savo eksperimentais patvirtino, kad veikiamas kietosios kosminės spinduliuotės atomų branduoliai suskaidomi į protonus ir neutronus. Be to, buvo įrodyta, kad jėgos, laikančios šiuos elementariosios dalelėsšerdyje, itin daug energijos reikalaujantis. Jie veikia labai mažais atstumais (maždaug 10–23 cm) ir vadinami branduoliniais. Kaip minėta anksčiau, net M. V. Lomonosovas sugebėjo apibrėžti atomą ir molekulę, remdamasis jam žinomais moksliniais faktais.

Šiuo metu visuotinai priimtu laikomas toks modelis: atomas susideda iš branduolio ir elektronų, judančių aplink jį griežtai apibrėžtomis trajektorijomis – orbitomis. Elektronai vienu metu pasižymi ir dalelių, ir bangų savybėmis, tai yra, jie turi dvejopą prigimtį. Beveik visa jo masė yra sutelkta atomo branduolyje. Jį sudaro protonai ir neutronai, surišti branduolinių jėgų.

Ar įmanoma pasverti atomą

Pasirodo, kiekvienas atomas turi masę. Pavyzdžiui, vandeniliui tai 1,67x10 -24 g Net sunku įsivaizduoti, kokia maža ši reikšmė. Norėdami sužinoti tokio objekto svorį, jie naudoja ne svarstykles, o osciliatorių, kuris yra anglies nanovamzdelis. Norint apskaičiuoti atomo ir molekulės svorį, patogesnė reikšmė yra santykinė masė. Tai rodo, kiek kartų molekulės ar atomo svoris yra didesnis nei 1/12 anglies atomo, kuris yra 1,66x10 -27 kg. Santykinės atominės masės pateiktos periodinėje cheminių elementų sistemoje, o jos neturi matmenų.

Mokslininkai tai puikiai žino atominė masė cheminis elementas yra vidutinė vertė masės skaičiai visų jo izotopų. Pasirodo, gamtoje vieno cheminio elemento vienetai gali turėti skirtingą masę. Šiuo atveju tokių struktūrinių dalelių branduolių krūviai yra vienodi.

Mokslininkai nustatė, kad izotopai skiriasi neutronų skaičiumi branduolyje, o jų branduolių krūvis yra vienodas. Pavyzdžiui, chloro atome, kurio masė yra 35, yra 18 neutronų ir 17 protonų, o 37–20 neutronų ir 17 protonų. Daugelis cheminių elementų yra izotopų mišiniai. Pavyzdžiui, tokių paprastų medžiagų kaip kalis, argonas, deguonis savo sudėtyje turi atomų, atstovaujančių 3 skirtingus izotopus.

Atomiškumo apibrėžimas

Jis turi keletą interpretacijų. Apsvarstykite, ką reiškia šis terminas chemijoje. Jei kurio nors cheminio elemento atomai gali egzistuoti bent trumpą laiką atskirai, nesistengdami sudaryti sudėtingesnės dalelės - molekulės, tada jie sako, kad tokios medžiagos turi atominę struktūrą. Pavyzdžiui, daugiapakopė metano chlorinimo reakcija. Jis plačiai naudojamas organinės sintezės chemijoje, norint gauti svarbiausius halogenų turinčius darinius: dichlormetaną, anglies tetrachloridą. Jis suskaido chloro molekules į labai reaktyvius atomus. Jie nutraukia sigma ryšius metano molekulėje, suteikdami grandininė reakcija pakeitimas.

Kitas cheminio proceso pavyzdys, kuris turi didelę reikšmę pramonėje vandenilio peroksido kaip dezinfekavimo ir balinimo priemonės naudojimas. Atominis deguonis, kaip vandenilio peroksido skilimo produktas, nustatomas tiek gyvose ląstelėse (veikiant katalazės fermentui), tiek laboratorinėmis sąlygomis. kokybiškai nulemtas aukštų antioksidacinių savybių, taip pat gebėjimo sunaikinti patogeninius veiksnius: bakterijas, grybus ir jų sporas.

Kaip yra atomo apvalkalas

Jau anksčiau išsiaiškinome, kad cheminio elemento struktūrinis vienetas turi sudėtingą struktūrą. Elektronai sukasi aplink teigiamai įkrautą branduolį. Nobelio premijos laureatas Nielsas Bohras, remdamasis kvantine šviesos teorija, sukūrė savo doktriną, kurioje atomo charakteristikos ir apibrėžimas yra toks: elektronai aplink branduolį juda tik tam tikromis stacionariomis trajektorijomis, o energijos nespinduliuoja. Bohro doktrina įrodė, kad mikrokosmoso dalelės, apimančios atomus ir molekules, nepaklūsta dėsniams, kurie galioja dideliems kūnams – makrokosmoso objektams.

Makrodalelių elektronų apvalkalų sandarą kvantinės fizikos darbuose tyrė tokie mokslininkai kaip Hundas, Paulis, Klečkovskis. Taigi tapo žinoma, kad elektronai sukimosi judesius aplink branduolį atlieka ne atsitiktinai, o tam tikromis stacionariomis trajektorijomis. Pauli nustatė, kad viename energijos lygyje kiekvienoje jo orbitoje s, p, d, f elektroninėse ląstelėse gali būti ne daugiau kaip dvi neigiamai įkrautos dalelės su priešingais sukiniais + ½ ir - ½.

Hundo taisyklė paaiškino, kaip to paties energijos lygio orbitos yra teisingai užpildytos elektronais.

Klečkovskio taisyklė, dar vadinama n + l taisykle, paaiškino, kaip užpildomos daugiaelektroninių atomų (5, 6, 7 periodų elementų) orbitos. Visi aukščiau pateikti modeliai buvo teorinis Dmitrijaus Mendelejevo sukurtos cheminių elementų sistemos pagrindimas.

Oksidacijos būsena

Tai yra pagrindinė chemijos sąvoka ir apibūdina atomo būseną molekulėje. Šiuolaikinis atomų oksidacijos būsenos apibrėžimas yra toks: tai sąlyginis atomo krūvis molekulėje, kuris apskaičiuojamas remiantis nuostata, kad molekulė turi tik joninę sudėtį.

Oksidacijos būsena gali būti išreikšta sveikuoju arba trupmeniniu skaičiumi su teigiamomis, neigiamomis arba nulinėmis reikšmėmis. Dažniausiai cheminių elementų atomai turi keletą oksidacijos būsenų. Pavyzdžiui, azotas turi -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Tačiau toks cheminis elementas kaip fluoras visuose jo junginiuose turi tik vieną oksidacijos būseną, lygią -1. Jeigu jis pateikiamas paprasta medžiaga, tada jo oksidacijos būsena lygi nuliui. Šį cheminį kiekį patogu naudoti klasifikuojant medžiagas ir apibūdinant jų savybes. Dažniausiai atomo oksidacijos būsena naudojama chemijoje sudarant redokso reakcijų lygtis.

atomų savybės

Atradimų dėka Kvantinė fizika, šiuolaikinis apibrėžimas atomas, remiantis D. Ivanenkos ir E. Gapono teorija, papildytas taip mokslinius faktus. Atomo branduolio struktūra nekinta per cheminės reakcijos. Keistis gali tik stacionarios elektronų orbitalės. Jų struktūra gali paaiškinti daug fizinių ir cheminių medžiagų savybių. Jeigu elektronas palieka stacionarią orbitą ir eina į orbitą su didesniu energijos indeksu, toks atomas vadinamas sužadintu.

Reikia pažymėti, kad elektronai negali ilgas laikas būti tokiose neįprastose orbitose. Grįžęs į stacionarią orbitą, elektronas išspinduliuoja energijos kvantą. Tokių cheminių elementų struktūrinių vienetų charakteristikų kaip elektronų afinitetas, elektronegatyvumas, jonizacijos energija tyrimas leido mokslininkams ne tik apibrėžti atomą kaip svarbiausią mikrokosmoso dalelę, bet ir paaiškinti atomų gebėjimą formuotis. stabili ir energetiškai palankesnė medžiagos molekulinė būsena, galima dėl kūrimo įvairių tipų stabilus cheminis ryšys: joninis, kovalentinis-polinis ir nepolinis, donoras-akceptorius (kaip įvairovė kovalentinis ryšys) ir metalo. Pastaroji lemia svarbiausias visų metalų fizines ir chemines savybes.

Eksperimentiškai nustatyta, kad atomo dydis gali skirtis. Viskas priklausys nuo to, į kurią molekulę jis įtrauktas. Rentgeno spindulių difrakcijos analizės dėka galima apskaičiuoti atstumą tarp atomų cheminiame junginyje, taip pat sužinoti elemento struktūrinio vieneto spindulį. Žinant į periodą ar cheminių elementų grupę įtrauktų atomų spindulių kitimo dėsningumus, galima numatyti jų fizikines ir chemines savybes. Pavyzdžiui, laikotarpiais, kai didėja atomų branduolio krūvis, jų spindulys mažėja („atomo suspaudimas“), todėl junginių metalinės savybės susilpnėja, o nemetalinių – didėja.

Taigi žinios apie leidžia tiksliai nustatyti visų įtrauktų elementų fizines ir chemines savybes periodinė sistema Mendelejevas.