Vai atoms. Pasaule ir brīnišķīga

Redakcijas atbilde

1913. gadā dāņu fiziķis Nīls Bors ierosināja savu teoriju par atoma uzbūvi. Par pamatu viņš ņēma fiziķa Rezerforda izstrādāto atoma planētu modeli. Tajā atoms tika pielīdzināts makrokosmosa objektiem – planētu sistēmai, kur planētas pārvietojas pa orbītām ap lielu zvaigzni. Līdzīgi atoma planetārajā modelī elektroni pārvietojas orbītās ap smago kodolu, kas atrodas centrā.

Bors ieviesa kvantēšanas ideju atoma teorijā. Saskaņā ar to elektroni var pārvietoties tikai fiksētās orbītās, kas atbilst noteiktiem enerģijas līmeņiem. Tieši Bora modelis kļuva par pamatu modernā atoma kvantu mehāniskā modeļa izveidei. Šajā modelī atoma kodolu, kas sastāv no pozitīvi lādētiem protoniem un neuzlādētiem neitroniem, ieskauj arī negatīvi lādēti elektroni. Tomēr saskaņā ar kvantu mehāniku nav iespējams noteikt precīzu elektrona kustības trajektoriju vai orbītu - ir tikai apgabals, kurā atrodas elektroni ar līdzīgu enerģijas līmeni.

Kas atrodas atoma iekšpusē?

Atomi sastāv no elektroniem, protoniem un neitroniem. Neitroni tika atklāti pēc tam, kad fiziķi bija izstrādājuši atoma planētu modeli. Tikai 1932. gadā, veicot virkni eksperimentu, Džeimss Čadviks atklāja daļiņas, kurām nav lādiņa. Uzlādes neesamību apstiprināja fakts, ka šīs daļiņas nekādi nereaģēja uz elektromagnētisko lauku.

Pašu atoma kodolu veido smagās daļiņas – protoni un neitroni: katra no šīm daļiņām ir gandrīz divus tūkstošus reižu smagāka par elektronu. Protoni un neitroni arī pēc izmēra ir līdzīgi, taču protoniem ir pozitīvs lādiņš, bet neitroniem lādiņa nav vispār.

Savukārt protonus un neitronus veido elementārdaļiņas, ko sauc par kvarkiem. Mūsdienu fizikā kvarki ir mazākā matērijas pamatdaļiņa.

Paša atoma izmērs ir daudzkārt lielāks par kodola izmēru. Ja atomu palielina līdz futbola laukuma izmēram, tad tā kodola izmērs var būt pielīdzināms tenisa bumbiņai šāda laukuma centrā.

Dabā ir daudz atomu, kas atšķiras pēc izmēra, masas un citām īpašībām. Viena veida atomu grupu sauc par ķīmisko elementu. Līdz šim vairāk nekā simts ķīmiskie elementi. To atomi atšķiras pēc izmēra, masas un struktūras.

Elektroni atoma iekšpusē

Negatīvi lādēti elektroni pārvietojas ap atoma kodolu, veidojot sava veida mākoni. Masīvs kodols piesaista elektronus, bet pašu elektronu enerģija ļauj tiem “aizbēgt” tālāk no kodola. Tādējādi, jo lielāka ir elektrona enerģija, jo tālāk tas atrodas no kodola.

Elektronu enerģijas vērtība nevar būt patvaļīga, tā atbilst precīzi noteiktam enerģijas līmeņu kopumam atomā. Tas ir, elektrona enerģija pakāpeniski mainās no viena līmeņa uz otru. Attiecīgi elektrons var pārvietoties tikai ierobežotā elektronu apvalkā, kas atbilst noteiktam enerģijas līmenim – tāda ir Bora postulātu nozīme.

Saņemot vairāk enerģijas, elektrons “lec” uz augstāku slāni no kodola, zaudējot enerģiju, gluži pretēji, uz zemāku slāni. Tādējādi elektronu mākonis ap kodolu ir sakārtots vairāku "nogrieztu" slāņu veidā.

Ideju vēsture par atomu

Pats vārds "atoms" nāk no grieķu vārda "nedalāms" un atgriežas pie idejām senie grieķu filozofi par matērijas mazāko nedalāmo daļu. Viduslaikos ķīmiķi pārliecinājās, ka atsevišķas vielas nevar tālāk sadalīt to sastāvdaļās. Šīs mazākās vielas daļiņas sauc par atomiem. 1860. gadā starptautiskajā ķīmiķu kongresā Vācijā šī definīcija tika oficiāli nostiprināta pasaules zinātnē.

AT XIX beigas 20. gadsimta sākumā fiziķi atklāja subatomiskas daļiņas un kļuva skaidrs, ka atoms patiesībā nav nedalāms. Tūlīt tika izvirzītas teorijas par atoma iekšējo struktūru, viena no pirmajām starp tām bija Tomsona modelis jeb “rozīņu pudiņa” modelis. Saskaņā ar šo modeli mazi elektroni atradās masīvā pozitīvi lādētā ķermenī, piemēram, rozīnes pudiņa iekšpusē. Tomēr ķīmiķa Rezerforda praktiskie eksperimenti atspēkoja šo modeli un lika viņam izveidot atoma planētu modeli.

Bora izstrādātā planētu modeļa izstrāde kopā ar neitronu atklāšanu 1932. gadā veidoja pamatu mūsdienu teorija par atoma uzbūvi. Nākamie zināšanu attīstības posmi par atomu jau ir saistīti ar elementārdaļiņu fiziku: kvarku, leptonu, neitrīno, fotonu, bozonu un citu.

Ikdienā lietojam kādus priekšmetus: ņemam rokās, veicam ar tiem jebkādas manipulācijas - apgriežam, apskatām, visbeidzot salaužam. Vai esat kādreiz domājuši, no kā šie priekšmeti ir izgatavoti? "Par ko tur domāt? No metāla / koka / plastmasas / auduma!" - daudzi no mums neizpratnē atbildēs. Šī ir daļēji pareizā atbilde. Un no kā sastāv šie materiāli - metāla, koka, plastmasas, auduma un daudzām citām vielām? Šodien mēs apspriedīsim šo jautājumu.

Molekula un atoms: definīcija

Zinošam cilvēkam atbilde uz to ir vienkārša un banāla: no atomiem un molekulām. Bet daži cilvēki kļūst neizpratnē un sāk uzdot jautājumus: "Kas ir atoms un molekula? Kā tie izskatās?" utt. Atbildēsim uz šiem jautājumiem secībā. Pirmkārt, kas ir atoms un molekula? Tūlīt pateiksim, ka šīs definīcijas nav viens un tas pats. Turklāt tie ir pilnīgi atšķirīgi termini. Tātad atoms ir ķīmiskā elementa mazākā daļa, kas ir tā īpašību nesējs, mazas masas un izmēra matērijas daļiņa. Molekula ir elektriski neitrāla daļiņa, ko veido vairāki savienoti atomi.

Kas ir atoms: struktūra

Atoms sastāv no elektronu apvalka un (foto). Savukārt kodols sastāv no protoniem un neitroniem, bet apvalks – no elektroniem. Atomā protoni ir pozitīvi lādēti, elektroni ir negatīvi, un neitroni vispār nav lādēti. Ja protonu skaits atbilst, tad atoms ir elektriski neitrāls, t.i. ja mēs pieskaramies vielai, kas veidojas no molekulām ar šādiem atomiem, mēs nejutīsim ne mazāko elektrisko impulsu. Un pat lieljaudas datori to neuzķers pēdējā trūkuma dēļ. Bet gadās, ka ir vairāk protonu nekā elektronu, un otrādi. Tad tādus atomus pareizāk būtu saukt par joniem. Ja tajā ir vairāk protonu, tad tas ir elektriski pozitīvs, bet, ja dominē elektroni, tad elektriski negatīvs. Katram konkrētajam atomam ir stingrs protonu, neitronu un elektronu skaits. Un to var aprēķināt. Veidne šo daļiņu skaita atrašanas problēmu risināšanai izskatās šādi:

Chem. elements — R (ievietojiet elementa nosaukumu)
Protoni (p) - ?
Elektroni (e) - ?
Neitroni (n) - ?
Lēmums:
p = ķīmiskās vielas sērijas numurs. elements R periodiskajā sistēmā, kas nosaukta pēc D.I. Mendeļejevs
e = p
n \u003d A r (R) - Nr. R

Kas ir molekula: struktūra

Molekula ir mazākā ķīmiskās vielas daļiņa, tas ir, tā jau ir tieši iekļauta tās sastāvā. Noteiktas vielas molekula sastāv no vairākiem identiskiem vai atšķirīgiem atomiem. Molekulu struktūras iezīmes ir atkarīgas no tās vielas fizikālajām īpašībām, kurā tās atrodas. Molekulas sastāv no elektroniem un atomiem. Pēdējā atrašanās vietu var atrast, izmantojot strukturālā formula. ļauj noteikt ķīmiskās reakcijas gaitu. Tie parasti ir neitrāli elektriskais lādiņš), un tiem nav nepāra elektronu (visas valences ir piesātinātas). Tomēr tos var arī iekasēt, tad viņi pareizais nosaukums- joni. Molekulās var būt arī nepāra elektroni un nepiesātinātas valences - šajā gadījumā tos sauc par radikāļiem.

Secinājums

Tagad jūs zināt, kas ir atoms un Visas vielas bez izņēmuma sastāv no molekulām, un pēdējās savukārt sastāv no atomiem. Vielas fizikālās īpašības nosaka atomu un molekulu izvietojumu un saikni tajā.

ATOM [franču atoms, no latīņu atomus, no grieķu?τομος (ουσ?α) — nedalāms (esence)], matērijas daļiņa, ķīmiskā elementa mazākā daļa, kas ir tā īpašību nesējs. Katra elementa atomi pēc struktūras un īpašībām ir individuāli, un tos apzīmē ar elementu ķīmiskajiem simboliem (piemēram, ūdeņraža atoms - H, dzelzs - Fe, dzīvsudrabs - Hg, urāns - U utt.). Atomi var pastāvēt gan brīvā, gan saistītā stāvoklī (skat. Ķīmiskā saite). Visa vielu dažādība ir saistīta dažādas kombinācijas atomi viens otram. Gāzveida, šķidrās un cietvielas ir atkarīgi no to sastāvā esošo atomu īpašībām. Visas atoma fizikālās un ķīmiskās īpašības nosaka tā struktūra, un tās atbilst kvantu likumiem. (Par atoma doktrīnas attīstības vēsturi skatiet rakstu Atomu fizika.)

Atomu uzbūves vispārīgie raksturojumi. Atoms sastāv no smaga kodola ar pozitīvu elektrisko lādiņu un viegliem elektroniem, kas to ieskauj ar negatīviem elektriskiem lādiņiem, kas veido atoma elektronu apvalkus. Atoma izmērus nosaka tā ārējā elektronu apvalka izmēri, un tie ir lieli, salīdzinot ar atoma kodola izmēriem. Diametru, laukumu raksturīgās kārtas šķērsgriezums un atoma un kodola tilpumi ir:

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

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

Atoma elektronu apvalkiem nav stingri noteiktas robežas, un atoma izmēru vērtības lielākā vai mazākā mērā ir atkarīgas no to noteikšanas metodēm.

Kodola lādiņš ir galvenā atoma īpašība, kas nosaka tā piederību noteiktam elementam. Kodola lādiņš vienmēr ir pozitīvā elementārā elektriskā lādiņa vesels skaitlis, kas absolūtā vērtībā ir vienāds ar elektrona lādiņu -e. Kodola lādiņš ir +Ze, kur Z ir sērijas numurs (atomskaitlis). Z \u003d 1, 2, 3, ... secīgu elementu atomiem ķīmisko elementu periodiskajā sistēmā, tas ir, atomiem H, He, Li, .... Neitrālā atomā kodols ar lādiņu +Ze satur Z elektronus ar kopējo lādiņu - Ze. Atoms var zaudēt vai iegūt elektronus un kļūt par pozitīvu vai negatīvu jonu (k = 1, 2, 3, ... - tā jonizācijas daudzveidība). Noteikta elementa atomu bieži sauc par tā joniem. Rakstot jonus no neitrāla atoma atšķir ar indeksu k + un k -; piemēram, O ir neitrāls skābekļa atoms, O +, O 2+, O 3+, ..., O 8+, O -, O 2- - tā pozitīvie un negatīvie joni. Neitrāla atoma un citu elementu jonu kombinācija ar vienādu elektronu skaitu veido izoelektronisku virkni, piemēram, ūdeņražam līdzīgu atomu virkni H, He +, Li 2+, Be 3+, ....

Atoma kodola lādiņa daudzkāršība pret elementārlādiņu e tika skaidrota, balstoties uz priekšstatiem par kodola uzbūvi: Z ir vienāds ar protonu skaitu kodolā, protonu lādiņš ir +e. Atoma masa palielinās, palielinoties Z. Atoma kodola masa ir aptuveni proporcionāla masas skaitlim A – kopējam protonu un neitronu skaitam kodolā. Elektrona masa (0,91 10 -27 g) ir daudz mazāka (apmēram 1840 reizes) nekā protona vai neitrona masa (1,67 × 10 -24 g), tāpēc atoma masu galvenokārt nosaka tā kodols.

Dotā elementa atomi var atšķirties pēc kodola masas (protonu skaits Z ir nemainīgs, neitronu skaits A-Z var atšķirties); šādas viena un tā paša elementa atomu šķirnes sauc par izotopiem. Kodola masas atšķirība gandrīz neietekmē dotā atoma elektronu apvalku struktūru, kas ir atkarīga no Z, un uz atoma īpašībām. Vislielākās īpašību atšķirības (izotopu efekti) iegūst ūdeņraža izotopiem (Z = 1), jo liela atšķirība parasta vieglā ūdeņraža atoma (A = 1), deitērija (A = 2) un tritija (A = 3) masās.

Atoma masa svārstās no 1,67 × 10 -24 g (galvenajam izotopam ūdeņraža atomam, Z = 1, A = 1) līdz apmēram 4 × 10 -22 g (transurāna elementu atomiem). Lielākā daļa precīzas vērtības atomu masas var noteikt ar masu spektroskopijas metodēm. Atoma masa nav precīzi vienāda ar kodola masu un elektronu masu summu, bet nedaudz mazāka - ar masas defektu ΔM = W / c 2, kur W ir atoma veidošanās enerģija no kodols un elektroni (saistīšanas enerģija), c ir gaismas ātrums. Šī korekcija ir elektronu masas m e kārtībā smagajiem atomiem, un vieglajiem atomiem tā ir niecīga (apmēram 10 -4 m e).

Atoma enerģija un tās kvantēšana. Tā mazā izmēra un lielās masas dēļ atoma kodolu var aptuveni uzskatīt par punktu un atrodas atoma masas centrā (kodola un elektronu kopējais masas centrs atrodas netālu no kodola, un atoma kodola ātrums kodols attiecībā pret atoma masas centru ir mazs salīdzinājumā ar elektronu ātrumiem). Attiecīgi atomu var uzskatīt par sistēmu, kurā N elektroni ar lādiņiem - e pārvietojas ap nekustīgu piesaistes centru. Elektronu kustība atomā notiek ierobežotā tilpumā, tas ir, tā ir saistīta. Atoma E kopējā iekšējā enerģija ir vienāda ar visu elektronu kinētisko enerģiju T un potenciālās enerģijas U summu - to kodola pievilkšanās enerģiju un atgrūšanos vienam no otra.

Saskaņā ar Nīlsa Bora 1913. gadā ierosināto atoma teoriju ūdeņraža atomā viens elektrons ar lādiņu -e pārvietojas ap fiksētu centru ar lādiņu +e. Saskaņā ar klasisko mehāniku šāda elektrona kinētiskā enerģija ir vienāda ar

kur v ir ātrums, p = m e v ir elektrona impulss (impulss). Potenciālā enerģija (reducēta līdz enerģijai, ko rada elektrona pievilkšanās Kulonā ar kodolu) ir vienāda ar

un ir atkarīgs tikai no elektrona attāluma r no kodola. Grafiski funkcija U(r) ir attēlota ar līkni, kas bezgalīgi samazinās, kad r samazinās, t.i., elektronam tuvojoties kodolam. U(r) vērtību pie r→∞ pieņem par nulli. Plkst negatīvas vērtības kopējā enerģija 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 elektrona kustība ir brīva - tas var iet līdz bezgalībai ar enerģiju E = T = (1/2)m e v 2 , kas atbilst jonizētam ūdeņraža atomam H + . Tādējādi neitrāls ūdeņraža atoms ir elektrostatiski saistītu kodolu sistēma un elektrons ar enerģiju E< 0.

Pabeigts iekšējā enerģija atoms E - tā kā kvantu sistēmas galvenā īpašība (sk. Kvantu mehānika). Atoms var ilgstoši uzturēties tikai stāvokļos ar noteiktu enerģiju – stacionāros (laikā nemainīgos) stāvokļos. Kvantu sistēmas, kas sastāv no saistītām mikrodaļiņām (ieskaitot atomu), iekšējā enerģija var iegūt vienu no diskrētām (pārtrauktām) vērtību sērijām.

Katra no šīm "pieļaujamajām" enerģijas vērtībām atbilst vienam vai vairākiem stacionāriem kvantu stāvokļiem. Sistēmai nevar būt enerģijas starpvērtības (piemēram, starp E 1 un E 2, E 2 un E 3 utt.), Šāda sistēma tiek uzskatīta par kvantizētu. Jebkuras izmaiņas E ir saistītas ar sistēmas kvantu (lēciena veida) pāreju no viena stacionāra kvantu stāvokļa uz citu (skatīt zemāk).

Iespējamās diskrētās atoma enerģijas vērtības (3) var grafiski attēlot pēc analoģijas ar ķermeņa potenciālo enerģiju, kas pacelta dažādos augstumos (dažādos līmeņos), enerģijas līmeņu diagrammas veidā, kur katra enerģija vērtība atbilst taisnei, kas novilkta augstumā E i , i= 1 , 2, 3, ... (1. att.). Zemāko līmeni E 1 , kas atbilst zemākajai iespējamajai atoma enerģijai, sauc par zemes līmeni, un visus pārējos (E i > E 1), i = 2, 3, 4, ...) sauc par ierosinātajiem, jo lai uz tiem dotos ( pāreja uz atbilstošajiem stacionārajiem ierosinātajiem stāvokļiem no zemes) ir nepieciešams ierosināt sistēmu - informēt to no ārpuses enerģijas E i -E 1 .

Atoma enerģijas kvantēšana ir elektronu viļņu īpašību sekas. Saskaņā ar korpuskulāro viļņu duālisma principu mikrodaļiņas ar masu m kustība ar ātrumu v atbilst viļņa garumam λ = h/mv, kur h ir Planka konstante. Elektronam atomā λ ir 10-8 cm, tas ir, atoma lineāro izmēru secībā, un ir nepieciešams ņemt vērā elektrona viļņu īpašības atomā. Saistītā kustība elektrons atomā ir līdzīgs stāvošam vilnim, un to nevajadzētu uzskatīt par kustību materiālais punkts pa trajektoriju, bet cik sarežģīti viļņu process. Stāvviļņam ierobežotā tilpumā ir iespējamas tikai noteiktas viļņa garuma λ (un līdz ar to arī svārstību frekvences v) vērtības. Saskaņā ar kvantu mehāniku atoma E enerģija ir saistīta ar v ar sakarību E = hν un tāpēc var iegūt tikai noteiktas vērtības. Telpiski neierobežotas mikrodaļiņas brīvā translācijas kustība, piemēram, no atoma atdalīta elektrona kustība (ar enerģiju E> 0), ir līdzīga ceļojoša viļņa izplatībai neierobežotā tilpumā, kurai jebkura ir iespējamas λ (un v) vērtības. Šādas brīvas mikrodaļiņas enerģija var iegūt jebkādas vērtības (tā nav kvantificēta, tai ir nepārtraukts enerģijas spektrs). Šāda nepārtraukta secība atbilst jonizētam atomam. E ∞ = 0 vērtība atbilst jonizācijas robežai; atšķirību E ∞ -E 1 \u003d E jonu sauc par jonizācijas enerģiju (skat. rakstu Jonizācijas potenciāls); ūdeņraža atomam tas ir vienāds ar 13,6 eV.

Elektronu blīvuma sadalījums. Precīza elektrona atrašanās vieta atomā Šis brīdis laiku nevar noteikt attiecības nenoteiktības dēļ. Elektrona stāvokli atomā nosaka tā viļņu funkcija, kas noteiktā veidā ir atkarīga no tā koordinātām; viļņu funkcijas moduļa kvadrāts raksturo elektrona atrašanas varbūtības blīvumu noteiktā telpas punktā. Viļņu funkcija ir nepārprotami Šrēdingera vienādojuma risinājums.

Tādējādi elektrona stāvokli atomā var raksturot ar tā elektriskā lādiņa sadalījumu telpā ar noteiktu blīvumu - elektronu blīvuma sadalījumu. Elektroni ir it kā "izsmērēti" telpā un veido "elektronu mākoni". Šāds modelis elektronus raksturo atomā pareizāk nekā punktveida elektrona modelis, kas pārvietojas pa stingri noteiktām orbītām (Bora atoma teorijā). Tajā pašā laikā katru šādu Bora orbītu var saistīt ar noteiktu elektronu blīvuma sadalījumu. Zemes enerģijas līmenim E 1 elektronu blīvums ir koncentrēts netālu no kodola; ierosinātajiem enerģijas līmeņiem E 2 , E 3 , E 4 ... tas tiek izplatīts arvien lielākos vidējos attālumos no kodola. Daudzelektronu atomā elektroni ir sagrupēti apvalkos, kas ieskauj kodolu dažādos attālumos un kuriem ir raksturīgs noteikts elektronu blīvuma sadalījums. Elektronu savienojuma stiprums ar kodolu ārējos apvalkos ir mazāks nekā iekšējos apvalkos, un elektroni ir visvājāk saistīti ārējā apvalkā, kuram ir vislielākie izmēri.

Elektronu spina un kodola spina uzskaite. Atoma teorijā ļoti svarīgi ir ņemt vērā elektrona spinu – tā paša (spina) impulsa momentu, no vizuālā viedokļa, kas atbilst elektrona rotācijai ap savu asi (ja elektronu uzskata par mazu daļiņu). Simts savs (griešanās) magnētiskais moments ir saistīts ar elektrona spinu. Tāpēc atomā kopā ar elektrostatisko mijiedarbību ir jāņem vērā magnētiskā mijiedarbība, ko nosaka griešanās magnētiskais moments un orbitālais magnētiskais moments, kas saistīts ar elektrona kustību ap kodolu; magnētiskā mijiedarbība ir neliela, salīdzinot ar elektrostatiskajām. Spin ietekme daudzelektronu atomos ir visnozīmīgākā: atoma elektronu apvalku piepildījums ar noteiktu elektronu skaitu ir atkarīgs no elektronu spina.

Kodolam atomā var būt arī savs mehāniskais moments – kodola spins, kas saistīts ar simtiem un tūkstošiem reižu mazāku kodola magnētisko momentu nekā elektroniskais. Spinumu esamība izraisa papildu, ļoti mazas mijiedarbības starp kodolu un elektroniem (skatīt zemāk).

Ūdeņraža atoma kvantu stāvokļi. Vissvarīgākā loma atoma kvantu teorijā ir teorijai par vienkāršāko viena elektrona atomu, kas sastāv no kodola ar lādiņu +Ze un elektrona ar lādiņu -e, tas ir, ūdeņraža teorija. atoms H un ūdeņradim līdzīgi joni He +, Li 2+, Be 3+, ..., ko parasti dēvē par ūdeņraža atoma teoriju. Metodes kvantu mehānika jūs varat iegūt precīzu un pilnīgs apraksts elektrona stāvokļi viena elektrona atomā. Daudzu elektronu atoma problēma ir atrisināta tikai aptuveni; šajā gadījumā tie balstās uz viena elektrona atoma problēmas risināšanas rezultātiem.

Viena elektrona atoma enerģija nerelativistiskajā tuvinājumā (neņemot vērā elektronu spinu) ir vienāda ar

vesels skaitlis n = 1, 2, 3, ... nosaka iespējamās diskrētās enerģijas vērtības - enerģijas līmeņus - un tiek saukts par galveno kvantu skaitli, R ir Rydberga konstante, kas vienāda ar 13,6 eV. Atoma enerģijas līmeņi saplūst (kondensējas) līdz jonizācijas robežai Е ∞ = 0, kas atbilst n =∞. Ūdeņradim līdzīgiem joniem mainās tikai enerģijas vērtību skala (ar koeficientu Z2). Ūdeņradim līdzīga atoma jonizācijas enerģija (elektronu saistīšanas enerģija) ir (eV)

kas dod H, He +, Li 2+, ... vērtības 13,6 eV, 54,4 eV, 122,4 eV, ... .

Pamatformula (4) atbilst izteiksmei U(r) = -Ze 2 /r elektrona potenciālajai enerģijai elektriskais lauks kodoli ar lādiņu +Ze. Šo formulu vispirms atvasināja N. Bors, ņemot vērā elektrona kustību ap kodolu apļveida orbītā ar rādiusu r, un tā ir precīzs Šrēdingera vienādojuma risinājums šādai sistēmai. Enerģijas līmeņi (4) atbilst rādiusa orbītām

kur konstante a 0 \u003d 0,529 10 -8 cm \u003d \u003d 0,529 A ir ūdeņraža atoma pirmās riņķveida orbītas rādiuss, kas atbilst tā zemes līmenim (šo Bora rādiusu bieži izmanto kā ērtu vienību garumu mērīšanai atomu fizika). Orbītu rādiuss ir proporcionāls galvenā kvanta skaitļa n 2 kvadrātam un apgriezti proporcionāls Z; ūdeņradim līdzīgiem joniem lineāro izmēru skala samazinās par koeficientu Z, salīdzinot ar ūdeņraža atomu. Ūdeņraža atoma relativistiskais apraksts, ņemot vērā elektrona spinu, tiek dots ar Diraka vienādojumu.

Saskaņā ar kvantu mehāniku ūdeņraža atoma stāvokli pilnībā nosaka četru fizisko lielumu diskrētās vērtības: enerģija E; orbitālais moments M l (elektrona impulsa moments attiecībā pret kodolu); orbitālā impulsa projekcijas M lz patvaļīgi izvēlētā virzienā z; spina impulsa projekcijas M sz (elektronu impulsa iekšējais impulss M s). Šo fizisko lielumu iespējamās vērtības savukārt nosaka attiecīgi kvantu skaitļi n, l, m l , m s. Tuvumā, kad ūdeņraža atoma enerģiju apraksta ar formulu (4), to nosaka tikai galvenais kvantu skaitlis n, kas ņem veselas vērtības 1, 2, 3, ... . Enerģijas līmenis ar doto n atbilst vairākiem stāvokļiem, kas atšķiras pēc orbitālā (azimutālā) kvantu skaitļa vērtībām l = 0, 1, ..., n-1. Stāvokļi ar dotajām vērtībām n un l parasti tiek apzīmēti kā 1s, 2s, 2p, 3s, ..., kur cipari norāda n vērtību, bet burti s, p, d, f (turpmāk latīņu valodā). alfabēts) - attiecīgi vērtības l \u003d 0, 1, 2, 3. Dotiem n un l dažādu stāvokļu skaits ir 2 (2l + 1) - magnētisko vērtību kombināciju skaits. magnētiskā spin skaitļa m s orbitālais kvantu skaitlis m l (pirmais ņem 2l + 1 vērtības, otrais - 2 vērtības). Kopējais dažādu stāvokļu skaits ar dotiem n un l ir 2n 2 . Tādējādi katrs ūdeņraža atoma enerģijas līmenis atbilst 2,8, 18,…2n 2 (pie n= 1, 2, 3, ...) dažādiem stacionāriem kvantu stāvokļiem. Ja kādam enerģijas līmenim atbilst tikai viens kvantu stāvoklis, tad to sauc par nedeģenerētu, ja divus vai vairāk - par deģenerētu (sk. Deģenerācija kvantu teorijā), un šādu stāvokļu skaitu g sauc par deģenerācijas pakāpi vai daudzkārtību (par nedeģenerēti enerģijas līmeņi g = 1). Ūdeņraža atoma enerģijas līmeņi ir deģenerēti, un to deģenerācijas pakāpe ir g n = 2n 2 .

Dažādiem ūdeņraža atoma stāvokļiem tiek iegūts arī atšķirīgs elektronu blīvuma sadalījums. Tas ir atkarīgs no kvantu skaitļiem n, l un Tajā pašā laikā elektronu blīvums s-stāvokļiem (l=0) atšķiras no nulles centrā, t.i., kodola atrašanās vietā, un nav atkarīgs no virziens (sfēriski simetrisks), un pārējiem stāvokļiem (l>0) tas ir vienāds ar nulli centrā un ir atkarīgs no virziena. Elektronu blīvuma sadalījums ūdeņraža atoma stāvokļiem ar n = 1, 2, 3 parādīts 2. attēlā; "elektronu mākoņa" izmēri aug saskaņā ar formulu (6) proporcionāli n2 (mērogs 2. attēlā samazinās, virzoties no n = 1 uz n = 2 un no n = 2 uz n = 3). Elektrona kvantu stāvokļus ūdeņradim līdzīgos jonos raksturo tie paši četri kvantu skaitļi n, l, m l un m s kā ūdeņraža atomā. Tiek saglabāts arī elektronu blīvuma sadalījums, tikai tas palielinās par koeficientu Z.

Darbība uz ārējo lauku atomu. atomam līdzīgs elektriskā sistēmaārējos elektriskajos un magnētiskajos laukos iegūst papildu enerģiju. Elektriskais lauks polarizē atomu - tas izspiež elektronu mākoņus attiecībā pret kodolu (skat. Atomu, jonu un molekulu polarizējamība), un magnētiskais lauks noteiktā veidā orientē atoma magnētisko momentu, kas saistīts ar elektrona kustību ap kodols (ar orbitālo impulsu M l) un tā spins. Atbilst dažādi ūdeņraža atoma stāvokļi ar vienādu enerģiju E n ārējā laukā dažādas nozīmes papildu enerģija ΔЕ, un deģenerētais enerģijas līmenis E n tiek sadalīts vairākos apakšlīmeņos. Gan enerģijas līmeņu šķelšanās elektriskajā laukā - Stārka efekts -, gan to sadalīšanās magnētiskajā laukā - Zēmana efekts - ir proporcionālas attiecīgo lauku stiprumiem.

Neliela magnētiskā mijiedarbība atoma iekšienē arī noved pie enerģijas līmeņu sadalīšanas. Ūdeņraža atomam un ūdeņradim līdzīgajiem joniem pastāv spin-orbītas mijiedarbība - elektrona spina un orbitālo momentu mijiedarbība; tas izraisa tā saukto enerģijas līmeņu smalko struktūru - ierosināto līmeņu E n (ja n>1) sadalīšanos apakšlīmeņos. Visiem ūdeņraža atoma enerģijas līmeņiem tiek novērota arī hipersmalka struktūra, ko izraisa ļoti maza kodola spina magnētiskā mijiedarbība ar elektroniskajiem momentiem.

Daudzelektronu atomu elektroniskie apvalki. Teorija par atomu, kas satur 2 vai vairāk elektronus, būtiski atšķiras no ūdeņraža atoma teorijas, jo šādā atomā ir identiskas daļiņas, kas mijiedarbojas viena ar otru - elektroni. Savstarpēja elektronu atgrūšana daudzelektronu atomā ievērojami samazina to saites stiprību ar kodolu. Piemēram, viena elektrona atslāņošanās enerģija hēlija jonā (He +) ir 54,4 eV, savukārt neitrālā hēlija atomā elektronu atgrūšanas rezultātā vienam no tiem atslāņošanās enerģija samazinās līdz 24,6 eV. Smagāko atomu ārējiem elektroniem to saites stiprības samazināšanās iekšējo elektronu atgrūšanas dēļ ir vēl nozīmīgāka. Daudzu elektronu atomos svarīga loma ir elektronu kā identisku mikrodaļiņu īpašībām (sk. Identitātes princips) ar spinu s = 1/2, kam ir spēkā Pauli princips. Saskaņā ar šo principu elektronu sistēmā katrā kvantu stāvoklī nevar būt vairāk par vienu elektronu, kā rezultātā veidojas atoma elektronu apvalki, kas ir stingri piepildīti. noteikti skaitļi elektroni.

Ņemot vērā mijiedarbojošo elektronu neatšķiramību, ir jēga runāt tikai par atoma kvantu stāvokļiem kopumā. Taču var aptuveni aplūkot atsevišķu elektronu kvantu stāvokļus un katru no tiem raksturot ar kvantu skaitļu kopu n, l, m l un m s , līdzīgi kā elektronu ūdeņraža atomā. Šajā gadījumā elektronu enerģija izrādās atkarīga ne tikai no n, kā ūdeņraža atomā, bet arī no l; tas joprojām nav atkarīgs no m l un m s. Elektroniem ar doto n un l daudzelektronu atomā ir vienāda enerģija un tie veido noteiktu elektronu apvalku. Šādus ekvivalentus elektronus un to veidotos apvalkus, kā arī kvantu stāvokļus un enerģijas līmeņus ar dotajiem n un l apzīmē ar simboliem ns, np, nd, nf, ... (1 = 0, 1, 2, 3, ...) un viņi runā par 2p elektroniem, 3s apvalkiem utt.

Saskaņā ar Pauli principu jebkuriem 2 elektroniem atomā ir jāatrodas dažādos kvantu stāvokļos un tāpēc jāatšķiras vismaz par vienu no četriem kvantu skaitļiem n, l, m l un m s , un līdzvērtīgiem elektroniem (n un l ir vienādi) - pēc vērtībām m l un m s . Pāru skaits m l , m s, t.i., dažādu kvantu stāvokļu skaits elektronam ar doto n un l, ir tā enerģijas līmeņa deģenerācijas pakāpe g l = 2 (2l+1) = 2, 6, 10, 14, ... . Tas nosaka elektronu skaitu pilnībā piepildītos elektronu apvalkos. Tādējādi s-, p-, d-, f-, ... apvalki ir piepildīti ar 2, 6, 10, 14, ... elektroniem neatkarīgi no n vērtības. Elektroni ar doto n veido slāni, kas sastāv no apvalkiem ar l = 0, 1, 2, ..., n - 1 un ir piepildīti ar 2n 2 elektroniem, tā saukto K-, L-, M, N slāni. Pēc pilnīgas pabeigšanas mums ir:

Katrā slānī apvalkiem ar mazāku l raksturīgs lielāks elektronu blīvums. Saites stiprums starp elektronu un kodolu samazinās, palielinoties n, un dotajam n, palielinoties l. Jo vājāks ir saistītais elektrons attiecīgajā apvalkā, jo augstāks ir tā enerģijas līmenis. Kodols ar doto Z piesaista elektronus to saites stiprības samazināšanās secībā: vispirms divi elektroni 1s, tad divi elektroni 2s, seši elektroni 2p utt. Katra ķīmiskā elementa atomam ir noteikts elektronu sadalījums pa čaulām - tā elektroniskais sadalījums. konfigurācija, piemēram:

(elektronu skaitu noteiktā apvalkā norāda indekss augšējā labajā stūrī). Elementu īpašību periodiskumu nosaka atoma ārējo elektronu apvalku līdzība. Piemēram, neitrāliem atomiem P, As, Sb, Bi (Z = 15, 33, 51, 83) ārējā elektronu apvalkā, tāpat kā N atomam, ir trīs p-elektroni, un tie ir līdzīgi tam pēc ķīmiskajām un daudzām fizikālajām īpašībām. .

Katram atomam ir raksturīga normāla elektroniskā konfigurācija, kas iegūta, kad visi elektroni atomā ir visspēcīgāk saistīti, un ierosinātās elektroniskās konfigurācijas, kad viens vai vairāki elektroni ir vājāk saistīti, ir augstākos enerģijas līmeņos. Piemēram, hēlija atomam kopā ar parasto 1s2 ir iespējamas ierosinātas elektroniskas konfigurācijas: 1s2s, 1s2p, ... (ir ierosināts viens elektrons), 2s 2, 2s2p, ... (abi elektroni ir ierosināti). Noteikta elektroniskā konfigurācija atbilst vienam atoma enerģijas līmenim kopumā, ja elektronu apvalki ir pilnībā piepildīti (piemēram, atoma normālā konfigurācija ir Ne 1s 2 2s 2 2р 6), un vairāki enerģijas līmeņi, ja ir daļēji aizpildītas čaulas (piemēram, slāpekļa atoma normālā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 3, kam apvalks 2p ir līdz pusei piepildīts). Daļēji aizpildītu d- un f-čaulu klātbūtnē katrai konfigurācijai atbilstošo enerģijas līmeņu skaits var sasniegt daudzus simtus, tāpēc atoma enerģijas līmeņu shēma ar daļēji aizpildītām čaulām ir ļoti sarežģīta. Atoma pamata enerģijas līmenis ir zemākais parastās elektroniskās konfigurācijas līmenis.

Kvantu pārejas atomā. Kvantu pārejās atoms pāriet no viena stacionāra stāvokļa uz otru – no viena enerģijas līmeņa uz citu. Pārejot no augstāka enerģijas līmeņa E i uz zemāku Е atomam izdala enerģiju E i - E k , apgrieztās pārejas laikā to saņem. Tāpat kā jebkurai kvantu sistēmai, kvantu pārejas atomam var būt divu veidu: ar starojumu (optiskās pārejas) un bez starojuma (radiatīvas vai neoptiskas pārejas). Vissvarīgākā kvantu pārejas īpašība ir tās varbūtība, kas nosaka, cik bieži šī pāreja var notikt.

Kvantu pāreju laikā ar starojumu atoms absorbē (pāreja E uz → E i) vai izstaro (pāreja E i → E uz) elektromagnētisko starojumu. Elektromagnētisko enerģiju absorbē un izstaro atoms gaismas kvanta - fotona - veidā, kam raksturīga noteikta svārstību frekvence v, saskaņā ar sakarību:

kur hv ir fotona enerģija. Attiecība (7) ir enerģijas nezūdamības likums mikroskopiskiem procesiem, kas saistīti ar starojumu.

Atoms pamatstāvoklī var absorbēt tikai fotonus, savukārt ierosinātā stāvoklī tas var tos gan absorbēt, gan emitēt. Brīvs atoms pamatstāvoklī var pastāvēt bezgalīgi. Atoma uzturēšanās ilgums ierosinātā stāvoklī (šī stāvokļa mūžs) ir ierobežots, atoms spontāni (spontāni), daļēji vai pilnībā zaudē ierosmes enerģiju, izstarojot fotonu un virzoties uz zemāku enerģijas līmeni; līdztekus šādai spontānai emisijai ir iespējama arī stimulēta emisija, kas, tāpat kā absorbcija, notiek tādas pašas frekvences fotonu iedarbībā. Jo īsāks ir ierosinātā atoma kalpošanas laiks, jo lielāka ir spontānas pārejas iespējamība, ūdeņraža atomam tas ir 10-8 s.

Iespējamo pāreju ar starojumu frekvenču kopa v nosaka atbilstošā atoma atomu spektru: pāreju frekvenču kopa no zemākiem uz augšējiem līmeņiem ir tā absorbcijas spektrs, pāreju frekvenču kopa no augšējā uz zemāko līmeni ir emisijas spektrs. . Katra šāda pāreja atomu spektrā atbilst noteiktai frekvences v spektrālajai līnijai.

Neradiatīvās kvantu pārejās atoms saņem vai izdala enerģiju, mijiedarbojoties ar citām daļiņām, ar kurām tas saduras gāzē vai ir ilgstoši saistīts ar molekulu, šķidrumu vai ciets ķermenis. Gāzē atomu var uzskatīt par brīvu laika intervālos starp sadursmēm; sadursmes (trieciena) laikā atoms var doties uz zemāku vai augsts līmenis enerģiju. Šādu sadursmi sauc par neelastīgu (pretstatā elastīgai sadursmei, kurā mainās tikai atoma translācijas kustības kinētiskā enerģija, bet tā iekšējā enerģija paliek nemainīga). Svarīgs īpašs gadījums ir brīva atoma sadursme ar elektronu; parasti elektrons pārvietojas ātrāk nekā atoms, sadursmes laiks ir ļoti īss un var runāt par elektronu triecienu. Atoma ierosināšana ar elektronu triecienu ir viena no metodēm tā enerģijas līmeņa noteikšanai.

Ķīmiskās un fizikālās īpašības atoms. Lielāko daļu atoma īpašību nosaka tā ārējo elektronu apvalku struktūra un īpašības, kurās elektroni ir salīdzinoši vāji saistīti ar kodolu (saistīšanas enerģijas no vairākiem eV līdz vairākiem desmitiem eV). Struktūra iekšējās čaulas atoms, kura elektroni ir saistīti daudz spēcīgāk (saistīšanas enerģijas simtiem, tūkstošiem un desmitiem tūkstošu eV), izpaužas tikai atoma mijiedarbībā ar ātrajām daļiņām un augstas enerģijas fotoniem (vairāk nekā simtiem eV) . Šāda mijiedarbība nosaka atoma rentgenstaru spektrus un ātro daļiņu izkliedi (sk. Daļiņu difrakcija). Atoma masa nosaka tā mehāniskās īpašības atoma kustības laikā kopumā – kustības apjomu, kinētisko enerģiju. No atoma mehāniskajiem un saistītajiem magnētiskajiem un elektriskajiem momentiem ir atkarīgas dažādas atoma rezonanses un citas fizikālās īpašības (sk. Elektronu paramagnētiskā rezonanse, Kodolmagnētiskā rezonanse, Kodolkvadrupola rezonanse).

Atoma ārējo apvalku elektroni ir viegli pakļauti ārējai ietekmei. Kad atomi tuvojas viens otram, rodas spēcīga elektrostatiskā mijiedarbība, kas var izraisīt ķīmiskās saites veidošanos. Vājāka divu atomu elektrostatiskā mijiedarbība izpaužas to savstarpējā polarizācijā - elektronu nobīdē attiecībā pret kodoliem, kas vāji saistītiem ārējiem elektroniem ir visspēcīgākā. Starp atomiem rodas pievilkšanās polarizācijas spēki, kas jāņem vērā jau lielos attālumos starp tiem. Atoma polarizācija notiek arī ārējos elektriskajos laukos; rezultātā atoma enerģijas līmeņi tiek nobīdīti un, kas ir īpaši svarīgi, deģenerētie enerģijas līmeņi tiek sadalīti (Starka efekts). Atoma polarizācija var rasties iedarbībā elektriskais lauks gaismas (elektromagnētiskais) vilnis; tas ir atkarīgs no gaismas frekvences, kas nosaka atkarību no tās un laušanas koeficientu (skat. Gaismas dispersija), kas saistīts ar atoma polarizējamību. Aizvērt savienojumu optiskās īpašības atoms ar savām elektriskajām īpašībām īpaši skaidri izpaužas tā optiskajos spektros.

Atomu magnētiskās īpašības galvenokārt nosaka to elektronu apvalku struktūra. Atoma magnētiskais moments ir atkarīgs no tā mehāniskā momenta (sk. Magneto-mehānisko attiecību), atomā ar pilnībā piepildītu elektronu apvalku tas nulle, kā arī mehāniskais moments. Atomiem ar daļēji piepildītiem ārējiem elektronu apvalkiem parasti ir nulles magnētiskie momenti un tie ir paramagnētiski. Ārējā magnētiskajā laukā sadalās visi atomu līmeņi, kuros magnētiskais moments nav vienāds ar nulli – notiek Zēmana efekts. Visiem atomiem ir diamagnētisms, kas ir saistīts ar magnētiskā momenta parādīšanos tajos ārēja ietekmes ietekmē magnētiskais lauks(tā sauktais inducētais magnētiskais moments, kas ir analogs atoma elektriskajam dipola momentam).

Ar secīgu atoma jonizāciju, tas ir, atdaloties tā elektroniem, sākot no attālākajiem, lai palielinātu to saites stiprumu, attiecīgi mainās visas atoma īpašības, ko nosaka tā ārējais apvalks. Arvien vairāk un vairāk stingri saistīti elektroni kļūst ārēji; līdz ar to stipri samazinās atoma spēja polarizēties elektriskajā laukā, palielinās attālumi starp enerģijas līmeņiem un optisko pāreju frekvences starp šiem līmeņiem (kas noved pie spektra nobīdes arvien īsāku viļņu garumu virzienā). Vairākām īpašībām ir periodiskums: jonu īpašības ar līdzīgiem ārējiem elektroniem izrādās līdzīgas; piemēram, N 3+ (divi 2s elektroni) uzrāda līdzību ar N 5+ (divi 1s elektroni). Tas attiecas uz enerģijas līmeņu īpašībām un relatīvo izvietojumu un optiskajiem spektriem, uz atoma magnētiskajiem momentiem utt. Visdramatiskākās izmaiņas īpašībās notiek, kad tiek noņemts pēdējais elektrons ārējā čaula, kad paliek tikai pilnībā aizpildītas čaulas, piemēram, pārejot no N 4+ uz N 5+ (elektroniskās konfigurācijas 1s 2 2s un 1s 2). Šajā gadījumā jons ir visstabilākais un tā kopējie mehāniskie un kopējie magnētiskie momenti ir vienādi ar nulli.

Atoma īpašības iekšā saistošais stāvoklis(piemēram, molekulas daļa) atšķiras no brīva atoma īpašībām. Vislielākās izmaiņas notiek atoma īpašībās, ko nosaka visattālākie elektroni, kas piedalās dotā atoma pievienošanā citam. Tajā pašā laikā iekšējo apvalku elektronu noteiktās īpašības var palikt praktiski nemainīgas, kā tas ir rentgenstaru spektru gadījumā. Dažas atoma īpašības var piedzīvot salīdzinoši nelielas izmaiņas, no kurām var iegūt informāciju par saistīto atomu mijiedarbības raksturu. Svarīgs piemērs ir atomu enerģijas līmeņu sadalīšanās kristālos un kompleksos savienojumos, kas notiek apkārtējo jonu radīto elektrisko lauku iedarbībā.

Eksperimentālās metodes atoma uzbūves, tā enerģijas līmeņu, mijiedarbības ar citiem atomiem, elementārdaļiņām, molekulām, ārējiem laukiem un tā tālāk izpētei ir dažādas, bet galvenā informācija ir ietverta tā spektros. Atomu spektroskopijas metodes visos viļņu garuma diapazonos un jo īpaši mūsdienu lāzera spektroskopijas metodes ļauj pētīt arvien smalkākus ar atomu saistītos efektus. Kopš 19. gadsimta sākuma atoma eksistence zinātniekiem bija acīmredzama, bet eksperimentu, lai pierādītu tā pastāvēšanas realitāti, 20. gadsimta sākumā izveidoja Dž. Perins. Attīstoties mikroskopijai, kļuva iespējams iegūt atomu attēlus uz cieto vielu virsmas. Pirmo reizi atomu ieraudzīja E. Mullers (ASV, 1955) ar viņa izgudrotā lauka jonu mikroskopa palīdzību. Mūsdienu atomu spēka un tunelēšanas mikroskopi ļauj iegūt cietu vielu virsmu attēlus ar labu izšķirtspēju atomu līmenis(skat. 3. attēlu).

Rīsi. 3. Silīcija virsmas atomu struktūras attēls, ko ieguvis Oksfordas Universitātes profesors M. Kapstells, izmantojot skenējošo tunelēšanas mikroskopu.

Eksistē un dažādos pētījumos plaši tiek izmantoti tā sauktie eksotiskie atomi, piemēram, muonu atomi, t.i., atomi, kuros visi vai daļa elektronu ir aizstāti ar negatīviem mūoniem, muonijs, pozitronijs, kā arī hadrona atomi, kas sastāv no lādētiem pioniem. , kaoni, protoni, deuteroni utt.. Tika veikti arī pirmie antiūdeņraža atoma novērojumi (2002) - atoms, kas sastāv no pozitrona un antiprotona.

Lit .: Dzimis M. Atomfizika. 3. izd. M., 1970; Fano U., Fano L. Atomu un molekulu fizika. M., 1980; Shpolsky E.V. Atomu fizika. 7. izd. M., 1984. T. 1-2; Eljaševičs MA Atomu un molekulārā spektroskopija. 2. izd. M., 2000. gads.

Atoma sastāvs.

Atoms sastāv no atoma kodols un elektronu apvalks.

Atoma kodols sastāv no protoniem ( p+) un neitroni ( n 0). Lielākajai daļai ūdeņraža atomu ir viens protona kodols.

Protonu skaits N(p+) ir vienāds ar kodollādiņu ( Z) un elementa kārtas numurs dabiskajā elementu virknē (un periodiskajā elementu sistēmā).

N(lpp +) = Z

Neitronu skaita summa N(n 0), ko apzīmē vienkārši ar burtu N, un protonu skaits Z sauca masas skaitlis un ir atzīmēts ar burtu BET.

A = Z + N

Atoma elektronu apvalks sastāv no elektroniem, kas pārvietojas ap kodolu ( e -).

Elektronu skaits N(e-) neitrāla atoma elektronu apvalkā ir vienāds ar protonu skaitu Z tās pamatā.

Protona masa ir aptuveni vienāda ar neitrona masu un 1840 reizes lielāka par elektrona masu, tātad atoma masa praktiski ir vienāda ar kodola masu.

Atoma forma ir sfēriska. Kodola rādiuss ir aptuveni 100 000 reižu mazāks par atoma rādiusu.

Ķīmiskais elements- atomu tips (atomu kopa) ar vienādu kodollādiņu (ar vienādu protonu skaitu kodolā).

Izotops- viena elementa atomu kopa ar vienādu neitronu skaitu kodolā (vai atomu veids ar vienādu protonu skaitu un vienādu neitronu skaitu kodolā).

Dažādi izotopi atšķiras viens no otra ar neitronu skaitu to atomu kodolos.

Viena atoma vai izotopa apzīmējums: (E - elementa simbols), piemēram: .

Atoma elektronu apvalka uzbūve

atomu orbitāle ir elektrona stāvoklis atomā. Orbītas simbols - . Katra orbitāle atbilst elektronu mākonim.

Reālu atomu orbitāles pamatstāvoklī (neiesāktā) ir četru veidu: s, lpp, d un f.

elektroniskais mākonis- telpas daļa, kurā elektronu var atrast ar 90 (vai vairāk) procentu varbūtību.

Piezīme: dažreiz jēdzieni "atomu orbitāle" un "elektronu mākonis" netiek atšķirti, abus saucot par "atomu orbitāliem".

Atoma elektronu apvalks ir slāņains. Elektroniskais slānis ko veido tāda paša izmēra elektronu mākoņi. Veidojas viena slāņa orbitāles elektroniskais ("enerģijas") līmenis, to enerģija ir vienāda ūdeņraža atomam, bet atšķirīga citiem atomiem.

Viena līmeņa orbitāles tiek grupētas elektroniskā (enerģija) apakšlīmeņi:
s- apakšlīmenis (sastāv no viena s-orbitāles), simbols - .
lpp apakšlīmenis (sastāv no trim lpp
d apakšlīmenis (sastāv no pieciem d-orbitāles), simbols - .
f apakšlīmenis (sastāv no septiņiem f-orbitāles), simbols - .

Viena un tā paša apakšlīmeņa orbitāļu enerģijas ir vienādas.

Apzīmējot apakšlīmeņus, apakšlīmeņa simbolam tiek pievienots slāņa numurs (elektroniskais līmenis), piemēram: 2 s, 3lpp, 5d nozīmē s- otrā līmeņa apakšlīmenis, lpp- trešā līmeņa apakšlīmenis, d- piektā līmeņa apakšlīmenis.

Kopējais apakšlīmeņu skaits vienā līmenī ir vienāds ar līmeņa numuru n. Kopējais orbitāļu skaits vienā līmenī ir n 2. Attiecīgi arī kopējais mākoņu skaits vienā slānī ir n 2 .

Apzīmējumi: - brīvā orbitāle (bez elektroniem), - orbitāle ar nepāra elektronu, - orbitāle ar elektronu pāri (ar diviem elektroniem).

Kārtību, kādā elektroni aizpilda atoma orbitāles, nosaka trīs dabas likumi (formulācijas dotas vienkāršotā veidā):

1. Mazākās enerģijas princips - elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā.

2. Pauli princips - vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem.

3. Hunda noteikums - apakšlīmeņa ietvaros elektroni vispirms aizpilda brīvās orbitāles (pa vienam), un tikai pēc tam veido elektronu pārus.

Kopējais elektronu skaits elektroniskajā līmenī (vai elektroniskajā slānī) ir 2 n 2 .

Apakšlīmeņu sadalījums pēc enerģijas tiek izteikts tālāk (enerģijas pieauguma secībā):

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

Vizuāli šo secību izsaka enerģijas diagramma:

Atoma elektronu sadalījumu pa līmeņiem, apakšlīmeņiem un orbitālēm (atoma elektroniskā konfigurācija) var attēlot kā elektronisku formulu, enerģijas diagrammu vai, vienkāršāk sakot, kā elektronisko slāņu diagrammu ("elektroniskā diagramma"). .

Atomu elektroniskās struktūras piemēri:

Valences elektroni- atoma elektroni, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Jebkuram atomam tie ir visi ārējie elektroni un tie iepriekšējie elektroni, kuru enerģija ir lielāka nekā ārējiem elektroniem. Piemēram: Ca atomam ir 4 ārējie elektroni s 2, tie ir arī valence; Fe atomam ir ārējie elektroni - 4 s 2, bet viņam ir 3 d 6, tātad dzelzs atomam ir 8 valences elektroni. Valence elektroniskā formula kalcija atomi - 4 s 2 un dzelzs atomi - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma
(dabiskā ķīmisko elementu sistēma)

Periodiskais ķīmisko elementu likums(mūsdienu formulējums): ķīmisko elementu, kā arī to veidoto vienkāršo un sarežģīto vielu īpašības ir periodiski atkarīgas no atomu kodolu lādiņa vērtības.

Periodiskā sistēma- periodiskā likuma grafiskā izteiksme.

Dabiskais ķīmisko elementu klāsts- vairāki ķīmiskie elementi, kas sakārtoti atbilstoši protonu skaita pieaugumam to atomu kodolos vai, kas ir tas pats, pēc šo atomu kodolu lādiņu pieauguma. Elementa sērijas numurs šajā sērijā ir vienāds ar protonu skaitu jebkura šī elementa atoma kodolā.

Ķīmisko elementu tabula tiek veidota, "sagriežot" dabisko ķīmisko elementu sēriju periodi(tabulas horizontālās rindas) un elementu grupējumi (tabulas vertikālās kolonnas) ar līdzīgu atomu elektronisko struktūru.

Atkarībā no tā, kā elementi tiek apvienoti grupās, var būt tabula ilgs periods(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu un veidu tiek savākti grupās) un īstermiņa(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu tiek savākti grupās).

Īsā perioda tabulas grupas ir sadalītas apakšgrupās ( galvenais un blakus efekti), kas sakrīt ar garā perioda tabulas grupām.

Visi viena perioda elementu atomi tas pats numurs elektroniskie slāņi, kas vienādi ar perioda skaitu.

Elementu skaits periodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Lielākā daļa astotā perioda elementu iegūti mākslīgi, pēdējie šī perioda elementi vēl nav sintezēti. Visi periodi, izņemot pirmo, sākas ar sārmu metālu veidojošu elementu (Li, Na, K utt.) un beidzas ar cēlgāzes veidojošo elementu (He, Ne, Ar, Kr utt.).

Īsā perioda tabulā - astoņas grupas, no kurām katra ir sadalīta divās apakšgrupās (galvenajā un sekundārajā), garajā periodā - sešpadsmit grupas, kuras numurē ar romiešu cipariem ar burtiem A vai B, piemēram: IA, IIIB, VIA, VIIB. Garo periodu tabulas IA grupa atbilst īso periodu tabulas pirmās grupas galvenajai apakšgrupai; VIIB grupa - septītās grupas sekundārā apakšgrupa: pārējās - līdzīgi.

Ķīmisko elementu īpašības dabiski mainās grupās un periodos.

Periodos (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• palielinās ārējo elektronu skaits,
• atomu rādiuss samazinās,
• palielinās elektronu saites stiprums ar kodolu (jonizācijas enerģija),
• palielinās elektronegativitāte.
• pastiprināt oksidējošas īpašības vienkāršas vielas ("nemetāliskums"),
• vājina vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"),
• vājina hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašību,
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābais raksturs.

Grupās (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• atomu rādiuss palielinās (tikai A grupās),
• samazinās saites stiprums starp elektroniem un kodolu (jonizācijas enerģija; tikai A grupās),
• elektronegativitāte samazinās (tikai A grupās),
• vājina vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"; tikai A grupās),
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"; tikai A grupās),
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašība (tikai A grupās),
• vājinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābums (tikai A grupās),
• stabilitāte samazinās ūdeņraža savienojumi(to reducējošā aktivitāte palielinās; tikai A-grupās).

Uzdevumi un testi par tēmu "9. tēma. "Atoma uzbūve. D. I. Mendeļejeva (PSCE) periodiskais likums un periodiskā ķīmisko elementu sistēma."

• Periodiskais likums - Periodiskais likums un atomu uzbūve 8.–9. klase
  Jums jāzina: orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem likumi (mazākās enerģijas princips, Pauli princips, Hunda likums), elementu periodiskās sistēmas uzbūve.

  Jāprot: noteikt atoma sastāvu pēc elementa stāvokļa periodiskajā sistēmā un, otrādi, atrast elementu periodiskajā sistēmā, zinot tā sastāvu; attēlo struktūras diagrammu, atoma elektronisko konfigurāciju, jonu un, otrādi, no diagrammas un elektroniskās konfigurācijas nosaka ķīmiskā elementa stāvokli PSCE; raksturo elementu un vielas, ko tas veido atbilstoši tā pozīcijai PSCE; nosaka izmaiņas atomu rādiusā, ķīmisko elementu un to veidojošo vielu īpašībās viena perioda un vienas periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas ietvaros.

  1. piemērs Nosakiet orbitāļu skaitu trešajā elektroniskajā līmenī. Kas ir šīs orbitāles?
  Lai noteiktu orbitāļu skaitu, mēs izmantojam formulu N orbitāles = n 2, kur n- līmeņa numurs. N orbitāles = 3 2 = 9. Viens 3 s-, trīs 3 lpp- un pieci 3 d- orbitāles.

  2. piemērs Nosakiet, kura elementa atomam ir elektroniskā formula 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 1 .
  Lai noteiktu, kurš elements tas ir, ir jānoskaidro tā sērijas numurs, kas ir vienāds ar kopējo elektronu skaitu atomā. Šajā gadījumā: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tas ir alumīnijs.

  Kad esat pārliecinājies, ka viss nepieciešamais ir apgūts, pārejiet pie uzdevumiem. Mēs vēlam jums panākumus.

  
  Ieteicamā literatūra:
  • O. S. Gabrieljans un citi.Ķīmija, 11.kl. M., Bustards, 2002;
  • G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. Ķīmija 11 šūnas. M., Izglītība, 2001.

No senatnes perioda līdz 18. gadsimta vidum zinātnē dominēja ideja, ka atoms ir matērijas daļiņa, kuru nevar sadalīt. Angļu zinātnieks, kā arī dabaszinātnieks D. Daltons definēja atomu kā mazāko ķīmiskā elementa sastāvdaļu. M. V. Lomonosovs savā atomu un molekulu teorijā spēja definēt atomu un molekulu. Viņš bija pārliecināts, ka molekulas, kuras viņš sauca par "ķermenīšiem", sastāv no "elementiem" - atomiem - un atrodas pastāvīgā kustībā.

D. I. Mendeļejevs uzskatīja, ka šī vielu apakšvienība, kas veido materiālo pasauli, saglabā visas savas īpašības tikai tad, ja tā nav pakļauta atdalīšanai. Šajā rakstā mēs definēsim atomu kā mikropasaules objektu un pētīsim tā īpašības.

Priekšnosacījumi atoma uzbūves teorijas izveidošanai

19. gadsimtā apgalvojums par atoma nedalāmību tika uzskatīts par vispārpieņemtu. Lielākā daļa zinātnieku uzskatīja, ka viena ķīmiskā elementa daļiņas nekādā gadījumā nevar pārvērsties par cita elementa atomiem. Šīs idejas kalpoja par pamatu, uz kura balstījās atoma definīcija līdz 1932. gadam. 19. gadsimta beigās zinātnē tika veikti fundamentāli atklājumi, kas mainīja šo uzskatu. Pirmkārt, 1897. gadā angļu fiziķis J. J. Tomsons atklāja elektronu. Šis fakts radikāli mainīja zinātnieku priekšstatus par ķīmiskā elementa sastāvdaļas nedalāmību.

Kā pierādīt, ka atoms ir sarežģīts

Jau iepriekš zinātnieki vienbalsīgi vienojās, ka atomiem nav lādiņu. Tad tika atklāts, ka elektroni viegli atbrīvojas no jebkura ķīmiskā elementa. Tos var atrast liesmās, tie ir nesēji elektriskā strāva, tos izstaro vielas rentgena starojuma laikā.

Bet, ja elektroni ir daļa no visiem atomiem bez izņēmuma un ir negatīvi lādēti, tad atomā joprojām ir dažas daļiņas, kurām obligāti ir pozitīvs lādiņš, pretējā gadījumā atomi nebūtu elektriski neitrāli. Lai palīdzētu atšķetināt atoma struktūru, palīdzēja tāda fiziska parādība kā radioaktivitāte. Tas sniedza pareizu atoma definīciju fizikā un pēc tam arī ķīmijā.

Neredzamie stari

Franču fiziķis A. Bekerels bija pirmais, kurš aprakstīja atsevišķu ķīmisko elementu, vizuāli neredzamo staru, atomu emisijas fenomenu. Tie jonizē gaisu, iziet cauri vielām, izraisa fotoplāksnīšu nomelnošanu. Vēlāk Kirī laulātie atklāja, ka radioaktīvās vielas pārvēršas citu ķīmisko elementu atomos (piemēram, urāns par neptūniju).

Radioaktīvais starojums pēc sastāva ir neviendabīgs: alfa daļiņas, beta daļiņas, gamma stari. Tādējādi radioaktivitātes fenomens apstiprināja, ka periodiskās tabulas elementu daļiņām ir sarežģīta struktūra. Šis fakts bija iemesls izmaiņām atoma definīcijā. No kādām daļiņām sastāv atoms, ņemot vērā Raterforda iegūtos jaunos zinātniskos faktus? Atbilde uz šo jautājumu bija zinātnieka piedāvātais atoma kodolmodelis, saskaņā ar kuru elektroni griežas ap pozitīvi lādētu kodolu.

Rezerforda modeļa pretrunas

Zinātnieka teorija, neskatoties uz tās izcilo raksturu, nevarēja objektīvi definēt atomu. Viņas secinājumi bija pretrunā termodinamikas pamatlikumiem, saskaņā ar kuriem visi elektroni, kas griežas ap kodolu, zaudē savu enerģiju un, lai kā arī būtu, agri vai vēlu tajā jāiekrīt. Atoms šajā gadījumā tiek iznīcināts. Tas patiesībā nenotiek, jo ķīmiskie elementi un daļiņas, no kurām tie sastāv, dabā pastāv ļoti ilgu laiku. Šāda atoma definīcija, kas balstīta uz Raterforda teoriju, ir neizskaidrojama, kā arī parādība, kas rodas, karstām vienkāršām vielām izlaižot caur difrakcijas režģi. Galu galā iegūtajiem atomu spektriem ir lineāra forma. Tas bija pretrunā ar Rezerforda atoma modeli, saskaņā ar kuru spektriem bija jābūt nepārtrauktiem. Saskaņā ar kvantu mehānikas jēdzieniem elektronus kodolā pašlaik raksturo nevis kā punktveida objektus, bet gan kā elektronu mākoņa formu.

Tās lielākais blīvums ir noteiktā telpas lokusā ap kodolu un tiek uzskatīts par daļiņas atrašanās vietu noteiktā laika brīdī. Tika arī konstatēts, ka elektroni atomā ir sakārtoti slāņos. Slāņu skaitu var noteikt, zinot perioda numuru, kurā elements atrodas D. I. Mendeļejeva periodiskajā sistēmā. Piemēram, fosfora atoms satur 15 elektronus un tam ir 3 enerģijas līmeņi. Rādītāju, kas nosaka enerģijas līmeņu skaitu, sauc par galveno kvantu skaitli.

Eksperimentāli noskaidrots, ka kodolam vistuvāk esošā enerģijas līmeņa elektroniem ir viszemākā enerģija. Katrs enerģijas apvalks ir sadalīts apakšlīmeņos, un tie, savukārt, ir orbitāles. Elektroniem, kas atrodas dažādās orbitālēs, ir vienāda mākoņa forma (s, p, d, f).

Pamatojoties uz iepriekš minēto, no tā izriet, ka elektronu mākoņa forma nevar būt patvaļīga. Tas ir stingri noteikts pēc orbitāles.Piebildīsim arī, ka elektrona stāvokli makrodaļiņā nosaka vēl divas vērtības - magnētiskie un spina kvantu skaitļi. Pirmais ir balstīts uz Šrēdingera vienādojumu un raksturo elektronu mākoņa telpisko orientāciju, pamatojoties uz mūsu pasaules trīsdimensiju. Otrais indikators ir griešanās skaitlis, to izmanto, lai noteiktu elektrona rotāciju ap savu asi pulksteņrādītāja virzienā vai pretēji pulksteņrādītāja virzienam.

Neitrona atklāšana

Pateicoties D. Čadvika darbam, ko viņš veica 1932. gadā, ķīmijā un fizikā tika dota jauna atoma definīcija. Savos eksperimentos zinātnieks pierādīja, ka polonija šķelšanās laikā rodas starojums, ko izraisa daļiņas, kurām nav lādiņa un kuru masa ir 1,008665. Jaunā elementārdaļiņa tika nosaukta par neitronu. Tā atklāšana un īpašību izpēte ļāva padomju zinātniekiem V. Gaponam un D. Ivanenko izveidot jaunu teoriju par protonus un neitronus saturoša atoma kodola uzbūvi.

Saskaņā ar jauno teoriju vielas atoma definīcija bija šāda: tā ir ķīmiskā elementa struktūrvienība, kas sastāv no kodola, kurā atrodas protoni un neitroni un elektroni, kas pārvietojas ap to. Pozitīvo daļiņu skaits kodolā vienmēr ir vienāds ar ķīmiskā elementa kārtas numuru periodiskajā sistēmā.

Vēlāk profesors A. Ždanovs savos eksperimentos apstiprināja, ka cietā kosmiskā starojuma ietekmē atomu kodoli sadalās protonos un neitronos. Turklāt ir pierādīts, ka spēki, kas tur šos elementārdaļiņas kodolā, ārkārtīgi energoietilpīgs. Tie darbojas ļoti mazos attālumos (apmēram 10–23 cm) un tiek saukti par kodolenerģiju. Kā minēts iepriekš, pat M. V. Lomonosovs spēja definēt atomu un molekulu, pamatojoties uz viņam zināmajiem zinātniskajiem faktiem.

Šobrīd tiek uzskatīts par vispārpieņemtu šādu modeli: atoms sastāv no kodola un elektroniem, kas pārvietojas ap to pa stingri noteiktām trajektorijām - orbitālēm. Elektroniem vienlaikus piemīt gan daļiņu, gan viļņu īpašības, tas ir, tiem ir divējāda daba. Gandrīz visa tā masa ir koncentrēta atoma kodolā. Tas sastāv no protoniem un neitroniem, ko saista kodolspēki.

Vai ir iespējams nosvērt atomu

Izrādās, ka katram atomam ir masa. Piemēram, ūdeņradim tas ir 1,67x10 -24 g.. Pat grūti iedomāties, cik maza šī vērtība. Lai atrastu šāda objekta svaru, viņi neizmanto svarus, bet gan oscilatoru, kas ir oglekļa nanocaurule. Lai aprēķinātu atoma un molekulas svaru, ērtāka vērtība ir relatīvā masa. Tas parāda, cik reižu molekulas vai atoma svars ir lielāks par 1/12 oglekļa atoma, kas ir 1,66x10 -27 kg. Relatīvās atomu masas ir norādītas ķīmisko elementu periodiskajā sistēmā, un tām nav izmēru.

Zinātnieki to labi apzinās atomu masaķīmiskais elements ir vidējā vērtība masas skaitļi visus tā izotopus. Izrādās, ka dabā viena ķīmiskā elementa vienībām var būt dažādas masas. Šajā gadījumā šādu strukturālo daļiņu kodolu lādiņi ir vienādi.

Zinātnieki ir noskaidrojuši, ka izotopi atšķiras ar neitronu skaitu kodolā, un to kodolu lādiņš ir vienāds. Piemēram, hlora atoms ar masu 35 satur 18 neitronus un 17 protonus, bet ar masu 37 - 20 neitronus un 17 protonus. Daudzi ķīmiskie elementi ir izotopu maisījumi. Piemēram, tādas vienkāršas vielas kā kālijs, argons, skābeklis satur atomus, kas pārstāv 3 dažādus izotopus.

Atomitātes definīcija

Tam ir vairākas interpretācijas. Apsveriet, ko šis termins nozīmē ķīmijā. Ja jebkura ķīmiskā elementa atomi spēj eksistēt kaut īsu laiku atsevišķi, necenšoties veidot sarežģītāku daļiņu - molekulu, tad saka, ka šādām vielām ir atomu struktūra. Piemēram, daudzpakāpju metāna hlorēšanas reakcija. To plaši izmanto organiskās sintēzes ķīmijā, lai iegūtu svarīgākos halogēnus saturošos atvasinājumus: dihlormetānu, tetrahloroglekli. Tas sadala hlora molekulas ļoti reaģējošos atomos. Tie sarauj sigma saites metāna molekulā, nodrošinot ķēdes reakcija aizstāšana.

Vēl viens ķīmiskā procesa piemērs, kas ir liela nozīme rūpniecībā ūdeņraža peroksīda izmantošana kā dezinfekcijas un balināšanas līdzeklis. Atomiskā skābekļa kā ūdeņraža peroksīda sadalīšanās produkta noteikšana notiek gan dzīvās šūnās (katalāzes enzīma iedarbībā), gan laboratorijas apstākļos. kvalitatīvi nosaka tās augstās antioksidanta īpašības, kā arī spēja iznīcināt patogēnos aģentus: baktērijas, sēnītes un to sporas.

Kā ir atoma apvalks

Mēs jau iepriekš noskaidrojām, ka ķīmiskā elementa struktūrvienībai ir sarežģīta struktūra. Elektroni riņķo ap pozitīvi lādētu kodolu. Nobela prēmijas laureāts Nīls Bors, balstoties uz gaismas kvantu teoriju, radīja savu doktrīnu, kurā atoma īpašības un definīcija ir šāda: elektroni pārvietojas ap kodolu tikai pa noteiktām stacionārām trajektorijām, kamēr tie neizstaro enerģiju. Bora doktrīna pierādīja, ka mikropasaules daļiņas, kas ietver atomus un molekulas, nepakļaujas likumiem, kas ir spēkā lieliem ķermeņiem – makrokosmosa objektiem.

Makrodaļiņu elektronu apvalku uzbūvi kvantu fizikas darbos pētīja tādi zinātnieki kā Hunds, Pauli, Klečkovskis. Tātad kļuva zināms, ka elektroni veic rotācijas kustības ap kodolu nevis nejauši, bet gan pa noteiktām stacionārām trajektorijām. Pauli atklāja, ka vienā enerģijas līmenī uz katras tās orbitāles s, p, d, f elektroniskajās šūnās nevar atrasties vairāk kā divas negatīvi lādētas daļiņas ar pretējiem spiniem + ½ un - ½.

Hunda noteikums paskaidroja, kā orbitāles ar vienādu enerģijas līmeni ir pareizi piepildītas ar elektroniem.

Klečkovska noteikums, ko sauc arī par n + l likumu, paskaidroja, kā tiek aizpildītas daudzelektronu atomu (5, 6, 7 periodu elementu) orbitāles. Visi iepriekš minētie modeļi kalpoja kā teorētisks pamatojums Dmitrija Mendeļejeva izveidotajai ķīmisko elementu sistēmai.

Oksidācijas stāvoklis

Tas ir fundamentāls jēdziens ķīmijā un raksturo atoma stāvokli molekulā. Mūsdienu atomu oksidācijas stāvokļa definīcija ir šāda: tas ir nosacīts atoma lādiņš molekulā, kas tiek aprēķināts, pamatojoties uz priekšstatu, ka molekulai ir tikai jonu sastāvs.

Oksidācijas pakāpi var izteikt kā veselu vai daļskaitli ar pozitīvām, negatīvām vai nulles vērtībām. Visbiežāk ķīmisko elementu atomiem ir vairāki oksidācijas stāvokļi. Piemēram, slāpeklim ir -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Bet tādam ķīmiskajam elementam kā fluors visos tā savienojumos ir tikai viens oksidācijas stāvoklis, kas vienāds ar -1. Ja tas ir uzrādīts vienkārša viela, tad tā oksidācijas pakāpe ir nulle. Šo ķīmisko daudzumu ir ērti izmantot vielu klasificēšanai un to īpašību aprakstīšanai. Visbiežāk atoma oksidācijas pakāpi izmanto ķīmijā, sastādot vienādojumus redoksreakcijām.

atomu īpašības

Pateicoties atklājumiem kvantu fizika, mūsdienu definīcija atoms, pamatojoties uz D. Ivanenko un E. Gapona teoriju, tiek papildināts ar sekojošo zinātniskiem faktiem. Atoma kodola struktūra laikā nemainās ķīmiskās reakcijas. Tikai stacionāras elektronu orbitāles var mainīties. To struktūra var izskaidrot daudzas vielu fizikālās un ķīmiskās īpašības. Ja elektrons atstāj stacionāru orbītu un dodas uz orbītu ar augstāku enerģijas indeksu, šādu atomu sauc par ierosinātu.

Jāatzīmē, ka elektroni nevar ilgu laiku atrasties tik neparastās orbitālēs. Atgriežoties savā stacionārajā orbītā, elektrons izstaro enerģijas kvantu. Tādu ķīmisko elementu strukturālo vienību īpašību kā elektronu afinitāte, elektronegativitāte, jonizācijas enerģija izpēte ļāva zinātniekiem ne tikai definēt atomu kā vissvarīgāko mikrokosmosa daļiņu, bet arī izskaidrot atomu spēju veidoties. stabils un enerģētiski labvēlīgāks vielas molekulārais stāvoklis, iespējams radīšanas dēļ dažādi veidi stabila ķīmiskā saite: jonu, kovalenti polāra un nepolāra, donors-akceptors (kā dažādība kovalentā saite) un metālu. Pēdējais nosaka visu metālu svarīgākās fizikālās un ķīmiskās īpašības.

Eksperimentāli ir noskaidrots, ka atoma izmērs var atšķirties. Viss būs atkarīgs no tā, kurā molekulā tas ir iekļauts. Pateicoties rentgenstaru difrakcijas analīzei, ir iespējams aprēķināt attālumu starp atomiem ķīmiskajā savienojumā, kā arī noskaidrot elementa struktūrvienības rādiusu. Zinot ķīmisko elementu periodā vai grupā iekļauto atomu rādiusu izmaiņu modeļus, iespējams paredzēt to fizikālās un ķīmiskās īpašības. Piemēram, periodos, kad palielinās atomu kodola lādiņš, to rādiusi samazinās (“atoma saspiešana”), tāpēc savienojumu metāliskās īpašības vājinās, bet nemetālisko - palielinās.

Tādējādi zināšanas par ļauj precīzi noteikt visu iekļauto elementu fizikālās un ķīmiskās īpašības periodiska sistēma Mendeļejevs.