Строение всех атомов. Атом и его строение. Модели строения атома

АТОМ [французский atome, от латинского atomus, от греческого?τομος (ουσ?α) - неделимая (сущность)], частица вещества, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атомы каждого элемента индивидуальны по строению и свойствам и обозначаются химическими символами элементов (например, атом водорода - Н, железа - Fe, ртути - Hg, урана - U и т. д.). Атомы могут существовать как в свободном состоянии, так и в связанном (смотри Химическая связь). Всё многообразие веществ обусловлено различными сочетаниями атомов между собой. Свойства газообразных, жидких и твёрдых веществ зависят от свойств составляющих их атомов. Все физические и химические свойства атома определяются его строением и подчиняются квантовым законам. (Об истории развития учения об атоме смотри в статье Атомная физика.)

Общая характеристика строения атомов . Атом состоит из тяжёлого ядра, обладающего положительным электрическим зарядом, и окружающих его лёгких электронов с отрицательными электрическими зарядами, образующих электронные оболочки атома. Размеры атома определяются размерами его внешней электронной оболочки и велики по сравнению с размерами ядра атома. Характерные порядки диаметров, площадей поперечного сечения и объёмов атома и ядра составляют:

Атом 10 -8 см 10 -16 см 2 10 -24 см 3

Ядро 10 -12 см 10 -24 см 2 10 -36 см 3

Электронные оболочки атома не имеют строго определённых границ, и значения размеров атома в большей или меньшей степени зависят от способов их определения.

Заряд ядра - основная характеристика атома, обусловливающая его принадлежность определённому элементу. Заряд ядра всегда является целым, кратным положительному элементарному электрическому заряду, равному по абсолютному значению заряду электрона -е. Заряд ядра равен +Ze, где Z - порядковый номер (атомный номер). Z= 1, 2, 3,... для атомов последовательных элементов в периодической системе химических элементов, то есть для атомов Н, Не, Li, .... В нейтральном атоме ядро с зарядом +Ze удерживает Z электронов с общим зарядом -Ze. Атом может потерять или присоединить к электронов и стать положительным или отрицательным ионом (к = 1, 2, 3, ... - кратность его ионизации). К атому определённого элемента часто относят и его ионы. При написании ионы отличают от нейтрального атома индексом к + и к - ; например, О - нейтральный атом кислорода, О + , О 2+ , О 3+ , ..., О 8+ , О - , О 2- - его положительные и отрицательные ионы. Совокупность нейтрального атома и ионов других элементов с тем же числом электронов образует изоэлектронный ряд, например ряд водородоподобных атомов Н, Не + , Li 2+ , Ве 3+ ,... .

Кратность заряда ядра атома элементарному заряду е получила объяснение на основании представлений о строении ядра: Z равно числу протонов в ядре, заряд протона равен +е. Масса атома возрастает с увеличением Z. Масса ядра атома приближённо пропорциональна массовому числу А - общему числу протонов и нейтронов в ядре. Масса электрона (0,91 · 10 -27 г) значительно меньше (примерно в 1840 раз) массы протона или нейтрона (1,67?10 -24 г), поэтому масса атома в основном определяется массой его ядра.

Атомы данного элемента могут отличаться массой ядра (число протонов Z постоянно, число нейтронов А-Z может меняться); такие разновидности атомов одного и того же элемента называются изотопами. Различие массы ядра почти не сказывается на строении электронных оболочек данного атома, зависящем от Z, и свойствах атома. Наибольшие отличия в свойствах (изотопные эффекты) получаются для изотопов водорода (Z = 1) из-за большой разницы в массах обычного лёгкого атома водорода (А = 1), дейтерия (А = 2) и трития (А= 3).

Масса атома изменяется от 1,67 ?10 -24 г (для основного изотопа атом водорода, Z=1, А=1) до примерно 4?10 -22 г (для атомов трансурановых элементов). Наиболее точные значения масс атомов могут быть определены методами масс-спектроскопии. Масса атома не равна в точности сумме массы ядра и масс электронов, а несколько меньше - на дефект массы ΔM = W/c 2 , где W - энергия образования атома из ядра и электронов (энергия связи), с - скорость света. Эта поправка порядка массы электрона m e для тяжёлых атомов, а для лёгких пренебрежимо мала (порядка 10 -4 m e).

Энергия атома и её квантование . Благодаря малым размерам и большой массе атомное ядро можно приближённо считать точечным и покоящимся в центре масс атома (общий центр масс ядра и электронов находится вблизи ядра, а скорость движения ядра относительно центра масс атома мала по сравнению со скоростями движения электронов). Соответственно атом можно рассматривать как систему, в которой N электронов с зарядами — е движутся вокруг неподвижного притягивающего центра. Движение электронов в атоме происходит в ограниченном объёме, то есть является связанным. Полная внутренняя энергия атома Е равна сумме кинетических энергий Т всех электронов и потенциальной энергии U - энергии притяжения их ядром и отталкивания друг от друга.

Согласно теории атома, предложенной в 1913 году Нильсом Бором, в атоме водорода один электрон с зарядом -е движется вокруг неподвижного центра с зарядом +е. В соответствии с классической механикой кинетическая энергия такого электрона равна

где v - скорость, p = m e v - количество движения (импульс) электрона. Потенциальная энергия (сводящаяся к энергии кулоновского притяжения электрона ядром) равна

и зависит только от расстояния r электрона от ядра. Графически функция U(r) изображается кривой, неограниченно убывающей при уменьшении r, т. е. при приближении электрона к ядру. Значение U(r) при r→∞ принято за нуль. При отрицательных значениях полной энергии Е = Т + U < 0 движение электрона является связанным: оно ограничено в пространстве значениями r=r мaкc . При положительных значениях полной энергии Е = Т + U > 0 движение электрона является свободным - он может уйти на бесконечность с энергией Е = Т = (1/2)m е v 2 , что соответствует ионизованному атому водорода Н + . Таким образом, нейтральный атом водорода - система электростатически связанных ядра и электрона с энергией Е< 0.

Полная внутренняя энергия атома Е - его основная характеристика как квантовой системы (смотри Квантовая механика). Атом может длительно находиться лишь в состояниях с определённой энергией - стационарных (неизменных во времени) состояниях. Внутренняя энергия квантовой системы, состоящей из связанных микрочастиц (в том числе атома), может принимать одно из дискретного (прерывного) ряда значений

Каждому из этих «дозволенных» значений энергии соответствует одно или несколько стационарных квантовых состояний. Промежуточными значениями энергии (например, лежащими между Е 1 и Е 2 , Е 2 и Е 3 , и т.д.) система обладать не может, о такой системе говорят, что её энергия квантована. Любое изменение Е связано с квантовым (скачкообразным) переходом системы из одного стационарного квантового состояния в другое (смотри ниже).

Возможные дискретные значения (3) энергии атома графически можно изобразить по аналогии с потенциальной энергией тела, поднятого на различные высоты (на различные уровни), в виде схемы уровней энергии, где каждому значению энергии соответствует прямая, проведённая на высоте E i , i= 1, 2, 3, ... (рис. 1). Самый нижний уровень E 1 , соответствующий наименьшей возможной энергии атома, называется основным, а все остальные (E i >E 1), i = 2, 3, 4, ...) — возбуждёнными, т. к. для перехода на них (перехода в соответствующие стационарные возбуждённые состояния из основного) необходимо возбудить систему - сообщить ей извне энергию E i -E 1 .

Квантование энергии атома является следствием волновых свойств электронов. Согласно принципу корпускулярно-волнового дуализма, движению микрочастицы массы m со скоростью v соответствует длина волны λ = h/mv, где h - постоянная Планка. Для электрона в атоме λ порядка 10 -8 см, то есть порядка линейных размеров атома, и учёт волновых свойств электрона в атоме является необходимым. Связанное движение электрона в атоме схоже со стоячей волной, и его следует рассматривать не как движение материальной точки по траектории, а как сложный волновой процесс. Для стоячей волны в ограниченном объёме возможны лишь определённые значения длины волны λ (и, следовательно, частоты колебаний v). Согласно квантовой механике, энергия атома Е связана с v соотношением Е = hν и поэтому может принимать лишь определённые значения. Свободное, не ограниченное в пространстве поступательное движение микрочастицы, например движение электрона, оторванного от атома (с энергией Е> 0), сходно с распространением бегущей волны в неограниченном объёме, для которой возможны любые значения λ (и v). Энергия такой свободной микрочастицы может принимать любые значения (не квантуется, имеет непрерывный энергетический спектр). Такая непрерывная последовательность соответствует ионизованному атому. Значение Е ∞ = 0 соответствует границе ионизации; разность Е ∞ —Е 1 = Е ион называется энергией ионизации (смотри в статье Ионизационный потенциал); для атома водорода она равна 13,6 эВ.

Распределение электронной плотности . Точное положение электрона в атоме в данный момент времени установить нельзя вследствие неопределенностей соотношения. Состояние электрона в атоме определяется его волновой функцией, определённым образом зависящей от его координат; квадрат модуля волновой функции характеризует плотность вероятности нахождения электрона в данной точке пространства. Волновая функция в явном виде является решением Шрёдингера уравнения.

Таким образом, состояние электрона в атоме можно характеризовать распределением в пространстве его электрического заряда с некоторой плотностью - распределением электронной плотности. Электроны как бы «размазаны» в пространстве и образуют «электронное облако». Такая модель правильнее характеризует электроны в атоме, чем модель точечного электрона, движущегося по строго определённым орбитам (в теории атома Бора). Вместе с тем каждой такой боровской орбите можно сопоставить конкретное распределение электронной плотности. Для основного уровня энергии E 1 электронная плотность концентрируется вблизи ядра; для возбуждённых уровней энергии Е 2 , Е 3 , Е 4 ... она распределяется на всё больших средних расстояниях от ядра. В многоэлектронном атоме электроны группируются в оболочки, окружающие ядро на различных расстояниях и характеризующиеся определёнными распределениями электронной плотности. Прочность связи электронов с ядром во внешних оболочках меньше, чем во внутренних, и слабее всего электроны связаны в самой внешней оболочке, обладающей наибольшими размерами.

Учёт спина электрона и спина ядра . В теории атома весьма существен учёт спина электрона - его собственного (спинового) момента количества движения, с наглядной точки зрения соответствующего вращению электрона вокруг собственной оси (если электрон рассматривать как частицу малых размеров). Со спином электрона связан сто собственный (спиновый) магнитный момент. Поэтому в атоме необходимо учитывать, наряду с электростатическими взаимодействиями, и магнитные взаимодействия, определяемые спиновым магнитным моментом и орбитальным магнитным моментом, связанным с движением электрона вокруг ядра; магнитные взаимодействия малы по сравнению с электростатическими. Наиболее существенно влияние спина в многоэлектронных атомах: от спина электронов зависит заполнение электронных оболочек атома определённым числом электронов.

Ядро в атоме также может обладать собственным механическим моментом - ядерным спином, с которым связан ядерный магнитный момент в сотни и тысячи раз меньший электронного. Существование спинов приводит к дополнительным, очень малым взаимодействиям ядра и электронов (смотри ниже).

Квантовые состояния атома водорода . Важнейшую роль в квантовой теории атома играет теория простейшего одноэлектронного атома, состоящего из ядра с зарядом +Ze и электрона с зарядом -е, то есть теория атома водорода Н и водородоподобных ионов Не + , Li 2+ , Ве 3+ ,..., называемая обычно теорией атома водорода. Методами квантовой механики можно получить точную и полную характеристику состояний электрона в одноэлектронном атоме. Задача о многоэлектронном атоме решается лишь приближённо; при этом исходят из результатов решения задачи об одноэлектронном атоме.

Энергия одноэлектронного атома в нерелятивистском приближении (без учёта спина электрона) равна

целое число n = 1, 2, 3, ... определяет возможные дискретные значения энергии - уровни энергии - и называется главным квантовым числом, R - постоянная Ридберга, равная 13,6 эВ. Уровни энергии атома сходятся (сгущаются) к границе ионизации Е ∞ = 0, соответствующей n =∞. Для водородоподобных ионов изменяется (в Z 2 раз) лишь масштаб значений энергий. Энергия ионизации водородоподобного атома (энергия связи электрона) равна (в эВ)

что даёт для Н, Не + , Li 2+ , ... значения 13,6эВ, 54,4 эВ, 122,4 эВ, ... .

Основная формула (4) соответствует выражению U(r) = -Ze 2 /r для потенциальной энергии электрона в электрическом поле ядра с зарядом +Ze. Эта формула была впервые выведена Н. Бором путём рассмотрения движения электрона вокруг ядра по круговой орбите радиуса r и является точным решением уравнения Шрёдингера для такой системы. Уровням энергии (4) соответствуют орбиты радиуса

где постоянная а 0 = 0,529·10 -8 см = = 0,529 А - радиус первой круговой орбиты атома водорода, соответствующей его основному уровню (этим боровским радиусом часто пользуются в качестве удобной единицы для измерений длин в атомной физике). Радиус орбит пропорционален квадрату главного квантового числа n 2 и обратно пропорционален Z; для водородоподобных ионов масштаб линейных размеров уменьшается в Z раз по сравнению с атомом водорода. Релятивистское описание атома водорода с учётом спина электрона даётся Дирака уравнением.

Согласно квантовой механике, состояние атома водорода полностью определяется дискретными значениями четырёх физических величин: энергии Е; орбитального момента М l (момента количества движения электрона относительно ядра); проекции М lz орбитального момента на произвольно выбранное направление z; проекции M sz спинового момента (собственного момента количества движения электрона M s). Возможные значения этих физических величин, в свою очередь, определяются квантовыми числами n, l, m l , m s соответственно. В приближении, когда энергия атома водорода описывается формулой (4), она определяется только главным квантовым числом n, принимающим целочисленные значения 1, 2, 3, ... . Уровню энергии с заданным n соответствует несколько состояний, различающихся значениями орбитального (азимутального) квантового числа l = 0, 1, ..., n-1. Состояния с заданными значениями n и l принято обозначать как 1s, 2s, 2р, 3s, ..., где цифры указывают значение n, а буквы s, р, d, f (дальше по латинскому алфавиту) - соответственно значения l = 0, 1, 2, 3. При заданных n и l число различных состояний равно 2(2l + 1) - числу комбинаций значений магнитного орбитального квантового числа m l магнитного спинового числа m s (первое принимает 2l + 1 значений, второе - 2 значения). Общее число различных состояний с заданными n и l получается равным 2n 2 . Таким образом, каждому уровню энергии атома водорода соответствует 2,8, 18,…2n 2 (при n= 1, 2, 3, ...) различных стационарных квантовых состояний. Если уровню энергии соответствует лишь одно квантовое состояние, то его называют невырожденным, если два или более - вырожденным (смотри Вырождение в квантовой теории), а число таких состояний g называется степенью или кратностью вырождения (для невырожденных уровней энергии g=1). Уровни энергии атома водорода являются вырожденными, а их степень вырождения g n = 2n 2 .

Для различных состояний атома водорода получается и разное распределение электронной плотности. Оно зависит от квантовых чисел n, l и При этом электронная плотность для s-состояний (l=0) отлична от нуля в центре, т. е. в месте нахождения ядра, и не зависит от направления (сферически симметрична), а для остальных состояний (l>0) она равна нулю в центре и зависит от направления. Распределение электронной плотности для состояний атома водорода с n = 1, 2, 3 показано на рисунке 2; размеры «электронного облака» растут в соответствии с формулой (6) пропорционально n2 (масштаб на рисунке 2 уменьшается при переходе от n = 1 к n = 2 и от n = 2 к n = 3). Квантовые состояния электрона в водородоподобных ионах характеризуются теми же четырьмя квантовыми числами n, l, m l и m s , что и в атоме водорода. Сохраняется и распределение электронной плотности, только она увеличивается в Z раз.

Действие на атом внешних полей . Атом как электрическая система во внешнем электрическом и магнитном полях приобретает дополнительную энергию. Электрическое поле поляризует атом - смещает электронные облака относительно ядра (смотри Поляризуемость атомов, ионов и молекул), а магнитное поле ориентирует определённым образом магнитный момент атома, связанный с движением электрона вокруг ядра (с орбитальным моментом M l) и его спином. Различным состояниям атома водорода с той же энергией Е n во внешнем поле соответствуют разные значения дополнительной энергии ΔЕ, и вырожденный уровень энергии E n расщепляется на ряд подуровней. Как расщепление уровней энергии в электрическом поле - Штapкa эффект, - так и их расщепление в магнитном поле - Зеемана эффект - пропорциональны напряжённостям соответствующих полей.

К расщеплению уровней энергии приводят и малые магнитные взаимодействия внутри атома. Для атома водорода и водородоподобных ионов имеет место спин-орбитальное взаимодействие - взаимодействие спинового и орбитального моментов электрона; оно обусловливает так называемую тонкую структуру уровней энергии — расщепление возбуждённых уровней E n (при n>1) на подуровни. Для всех уровней энергии атома водорода наблюдается и сверхтонкая структура, обусловленная очень малыми магнитными взаимодействиями ядерного спина с электронными моментами.

Электронные оболочки многоэлектронных атомов . Теория атома, содержащих 2 или более электронов, принципиально отличается от теории атома водорода, так как в таком атоме имеются взаимодействующие друг с другом одинаковые частицы - электроны. Взаимное отталкивание электронов в многоэлектронном атоме существенно уменьшает прочность их связи с ядром. Например, энергия отрыва единственного электрона в ионе гелия (Не +) равна 54,4 эВ, в нейтральном же атоме гелия в результате отталкивания электронов энергия отрыва одного из них уменьшается до 24,6 эВ. Для внешних электронов более тяжёлых атомов уменьшение прочности их связи из-за отталкивания внутренними электронами ещё более значительно. Важную роль в многоэлектронных атомах играют свойства электронов как одинаковых микрочастиц (смотри Тождественности принцип), обладающих спином s = 1/2, для которых справедлив Паули принцип. Согласно этому принципу, в системе электронов не может быть более одного электрона в каждом квантовом состоянии, что приводит к образованию электронных оболочек атома, заполняющихся строго определёнными числами электронов.

Учитывая неразличимость взаимодействующих между собой электронов, имеет смысл говорить только о квантовых состояниях атома в целом. Однако приближённо можно рассматривать квантовые состояния отдельных электронов и характеризовать каждый из них совокупностью квантовых чисел n, l, m l и m s , аналогично электрону в атоме водорода. При этом энергия электрона оказывается зависящей не только от n, как в атоме водорода, но и от l; от m l и m s она по-прежнему не зависит. Электроны с данными n и l в многоэлектронном атоме имеют одинаковую энергию и образуют определённую электронную оболочку. Такие эквивалентные электроны и образованные ими оболочки обозначают, как и квантовые состояния и уровни энергии с заданными n и l, символами ns, nр, nd, nf, ... (для 1 = 0, 1, 2,3,...) и говорят о 2р-электронах, 3s-о6олочках и т.п.

Согласно принципу Паули, любые 2 электрона в атоме должны находиться в различных квантовых состояниях и, следовательно, отличаться хотя бы одним из четырёх квантовых чисел n, l, m l и m s , а для эквивалентных электронов (n и l одинаковы) - значениями m l и m s . Число пар m l , m s , т. е. число различных квантовых состояний электрона с заданными n и l, и есть степень вырождения его уровня энергии g l = 2 (2l+1) = 2, 6, 10, 14, ... . Оно определяет число электронов в полностью заполненных электронных оболочках. Таким образом, s-, р-, d-, f-, ... оболочки заполняются 2, 6, 10, 14, ... электронами, независимо от значения n. Электроны с данным n образуют слой, состоящий из оболочек с l = 0, 1, 2, ..., n - 1 и заполняемый 2n 2 электронами, так называемый К- , L-, М, N-слой. При полном заполнении имеем:

В каждом слое оболочки с меньшими l характеризуются большей электронной плотностью. Прочность связи электрона с ядром уменьшается с увеличением n, а при заданном n — с увеличением l. Чем слабее связан электрон в соответствующей оболочке, тем выше лежит его уровень энергии. Ядро с заданным Z присоединяет электроны в порядке уменьшения прочности их связи: сначала два электрона 1s, затем два электрона 2s, шесть электронов 2р и т. д. Атому каждого химического элемента присуще определённое распределение электронов по оболочкам - его электронная конфигурация, например:

(число электронов в данной оболочке указывается индексом справа сверху). Периодичность в свойствах элементов определяется сходством внешних электронных оболочек атома. Например, нейтральные атомы Р, As, Sb, Bi (Z = 15, 33, 51, 83) имеют по три р-электрона во внешней электронной оболочке, подобно атому N, и схожи с ним по химическим и многим физическим свойствам.

Каждый атом характеризуется нормальной электронной конфигурацией, получающейся, когда все электроны в атоме связываются наиболее прочно, и возбуждёнными электронными конфигурациями, когда один или несколько электронов связаны более слабо - находятся на более высоких уровнях энергии. Например, для атома гелия наряду с нормальной 1s2 возможны возбуждённые электронные конфигурации: 1s2s, 1s2р, ... (возбуждён один электрон), 2s 2 , 2s2р, ... (возбуждены оба электрона). Определённой электронной конфигурации соответствует один уровень энергии атома в целом, если электронные оболочки целиком заполнены (например, нормальная конфигурация атома Ne 1s 2 2s 2 2р 6), и ряд уровней энергии, если имеются частично заполненные оболочки (например, нормальная конфигурация атома азота 1s 2 2s 2 2р 3 для которой оболочка 2р заполнена наполовину). При наличии частично заполненных d- и f-оболочек число уровней энергии, соответствующих каждой конфигурации, может достигать многих сотен, так что схема уровней энергии атома с частично заполненными оболочками получается очень сложной. Основным уровнем энергии атома является самый нижний уровень нормальной электронной конфигурации.

Квантовые переходы в атоме . При квантовых переходах атом переходит из одного стационарного состояния в другое - с одного уровня энергии на другой. При переходе с более высокого уровня энергии E i на более низкий Е к атом отдаёт энергию E i - E k , при обратном переходе получает её. Как для любой квантовой системы, для атома квантовые переходы могут быть двух типов: с излучением (оптические переходы) и без излучения (безызлучательные, или неоптические, переходы). Важнейшая характеристика квантового перехода - его вероятность, определяющая, как часто этот переход может происходить.

При квантовых переходах с излучением атом поглощает (переход Е к → E i) или испускает (переход E i →Е к) электромагнитное излучение. Электромагнитная энергия поглощается и испускается атомом в виде кванта света - фотона, - характеризуемого определённой частотой колебаний v, согласно соотношению:

где hv - энергия фотона. Соотношение (7) представляет собой закон сохранения энергии для микроскопических процессов, связанных с излучением.

Атом в основном состоянии может только поглощать фотоны, а в возбуждённых состояниях может, как поглощать, так и испускать их. Свободный атом в основном состоянии может существовать неограниченно долго. Продолжительность пребывания атома в возбуждённом состоянии (время жизни этого состояния) ограничена, атом спонтанно (самопроизвольно), частично или полностью теряет энергию возбуждения, испуская фотон и переходя на более низкий уровень энергии; наряду с таким спонтанным испусканием возможно и вынужденное испускание, происходящее, подобно поглощению, под действием фотонов той же частоты. Время жизни возбуждённого атома тем меньше, чем больше вероятность спонтанного перехода, для атома водорода оно порядка 10 -8 с.

Совокупность частот v возможных переходов с излучением определяет атомный спектр соответствующего атома: совокупность частот переходов с нижних уровней на верхние - его спектр поглощения, совокупность частот переходов с верхних уровней на нижние - спектр испускания. Каждому такому переходу в атомном спектре соответствует определённая спектральная линия частоты v.

При безызлучательных квантовых переходах атом получает или отдаёт энергию при взаимодействии с другими частицами, с которыми он сталкивается в газе или длительно связан в молекуле, жидкости или твёрдом теле. В газе атом можно считать свободным в промежутках времени между столкновениями; во время столкновения (удара) атом может перейти на более низкий или высокий уровень энергии. Такое столкновение называется неупругим (в противоположность упругому столкновению, при котором изменяется только кинетическая энергия поступательного движения атома, а его внутренняя энергия остаётся неизменной). Важный частный случай - столкновение свободного атома с электроном; обычно электрон движется быстрее атома, время столкновения очень мало и можно говорить об электронном ударе. Возбуждение атома электронным ударом является одним из методов определения его уровней энергии.

Химические и физические свойства атома . Большинство свойств атома определяется строением и характеристиками его внешних электронных оболочек, в которых электроны связаны с ядром сравнительно слабо (энергии связи от нескольких эВ до нескольких десятков эВ). Строение внутренних оболочек атома, электроны которых связаны гораздо прочнее (энергии связи в сотни, тысячи и десятки тысяч эВ), проявляется лишь при взаимодействиях атома с быстрыми частицами и фотонами больших энергий (более сотен эВ). Такие взаимодействия определяют рентгеновские спектры атома и рассеяние быстрых частиц (смотри Дифракция частиц). От массы атома зависят его механические свойства при движении атома как целого - количество движения, кинетическая энергия. От механических и связанных с ними магнитных и электрических моментов атома зависят различные резонансные и другие физические свойства атома (смотри Электронный парамагнитный резонанс, Ядерный магнитный резонанс, Ядерный квадрупольный резонанс).

Электроны внешних оболочек атома легко подвергаются внешним воздействиям. При сближении атомов возникают сильные электростатические взаимодействия, которые могут приводить к образованию химической связи. Более слабые электростатические взаимодействия двух атомов проявляются в их взаимной поляризации - смещении электронов относительно ядер, наиболее сильном для слабо связанных внешних электронов. Возникают поляризационные силы притяжения между атомами, которые надо учитывать уже на больших расстояниях между ними. Поляризация атома происходит и во внешних электрических полях; в результате уровни энергии атома смещаются и, что особенно важно, вырожденные уровни энергии расщепляются (эффект Штарка). Поляризация атома может возникнуть под действием электрического поля световой (электромагнитной) волны; она зависит от частоты света, что обусловливает зависимость от неё и показателя преломления (смотри Дисперсия света), связанного с поляризуемостью атома. Тесная связь оптических характеристик атома с его электрическими свойствами особенно ярко проявляется в его оптических спектрах.

Магнитные свойства атомов определяются в основном строением их электронных оболочек. Магнитный момент атома зависит от его механического момента (смотри Магнитомеханическое отношение), в атоме с полностью заполненными электронными оболочками он равен нулю, так же, как и механический момент. Атомы с частично заполненными внешними электронными оболочками обладают, как правило, отличными от нуля магнитными моментами и являются парамагнитными. Во внешнем магнитном поле все уровни атомов, у которых магнитный момент не равен нулю, расщепляются - имеет место эффект Зеемана. Все атомы обладают диамагнетизмом, который обусловлен возникновением у них магнитного момента под действием внешнего магнитного поля (так называемого индуцированного магнитного момента, аналогичного электрическому дипольному моменту атома).

При последовательной ионизации атома, то есть при отрыве его электронов, начиная с самых внешних в порядке увеличения прочности их связи, соответственно изменяются все свойства атома, определяемые его внешней оболочкой. Внешними становятся всё более прочно связанные электроны; в результате сильно уменьшается способность атома поляризоваться в электрическом поле, увеличиваются расстояния между уровнями энергии и частоты оптических переходов между этими уровнями (что приводит к смещению спектров в сторону всё более коротких длин волн). Ряд свойств обнаруживает периодичность: сходными оказываются свойства ионов с аналогичными внешними электронами; например, N 3+ (два электрона 2s) обнаруживают сходство с N 5+ (два электрона 1s). Это относится к характеристикам и относительному расположению уровней энергии и к оптическим спектрам, к магнитным моментам атома и так далее. Наиболее резкое изменение свойств происходит при удалении последнего электрона из внешней оболочки, когда остаются лишь полностью заполненные оболочки, например при переходе от N 4+ к N 5+ (электронные конфигурации 1s 2 2s и 1s 2). В этом случае ион наиболее устойчив и его полный механический и полный магнитный моменты равны нулю.

Свойства атома, находящегося в связанном состоянии (например, входящего в состав молекулы), отличаются от свойств свободного атома. Наибольшие изменения претерпевают свойства атома, определяемые самыми внешними электронами, принимающими участие в присоединении данного атома к другому. Вместе с тем свойства, определяемые электронами внутренних оболочек, могут практически не измениться, как это имеет место для рентгеновских спектров. Некоторые свойства атома могут испытывать сравнительно небольшие изменения, по которым можно получить информацию о характере взаимодействий связанных атомов. Важным примером может служить расщепление уровней энергии атома в кристаллах и комплексных соединениях, которое происходит под действием электрических полей, создаваемых окружающими ионами.

Экспериментальные методы исследования структуры атома, его уровней энергии, его взаимодействий с другими атомами, элементарными частицами, молекулами, внешними полями и так далее разнообразны, однако основная информация содержится в его спектрах. Методы атомной спектроскопии во всех диапазонах длин волн, и в особенности методы современной лазерной спектроскопии, позволяют изучать всё более тонкие эффекты, связанные с атомом. С начала 19 века существование атома для учёных было очевидным, однако эксперимент по доказательству реальности его существования был поставлен Ж. Перреном в начале 20 века. С развитием микроскопии появилась возможность получать изображения атомов на поверхности твёрдых тел. Впервые атом увидел Э. Мюллер (США, 1955) с помощью изобретённого им автоионного микроскопа. Современные атомно-силовые и туннельные микроскопы позволяют получать изображения поверхностей твёрдых тел с хорошим разрешением на атомном уровне (смотри рисунок 3).

Рис. 3. Изображение атомной структуры поверхности кремния, полученное профессором Оксфордского университета М. Капстеллом с помощью сканирующего туннельного микроскопа.

Существуют и широко используются в различных исследованиях так называемые экзотические атомы, например мюонные атомы, т. е. атомы, в которых все или часть электронов заменены отрицательными мюонами, мюоний, позитроний, а также адронные атомы, состоящие из заряженных пионов, каонов, протонов, дейтронов и др. Осуществлены также первые наблюдения атома антиводорода (2002) - атома, состоящего из позитрона и антипротона.

Лит.: Борн М. Атомная физика. 3-е изд. М., 1970; Фано У., Фано Л. Физика атомов и молекул. М., 1980; Шпольский Э. В. Атомная физика. 7-е изд. М., 1984. Т. 1-2; Ельяшевич М. А. Атомная и молекулярная спектроскопия. 2-е изд. М., 2000.

Атом – наименьшая частица вещества. Его изучение началось еще в Древней Греции, когда к строению атома было приковано внимание не только ученых, но и философов. Каково же электронное строение атома, и какие основные сведения известны об этой частице?

Строение атома

Уже древнегреческие ученые догадывались о существовании мельчайших химически частиц, из которых состоит любой предмет и организм. И если в XVII-XVIII вв. химики были уверены, что атом неделимая элементарная частица, то на рубеже XIX-XX вв., опытным путем удалось доказать, что атом не является неделимым.

Атом, будучи микроскопической частицей вещества, состоит из ядра и электронов. Ядро в 10000 раз меньше атома, однако практически вся его масса сосредоточена именно в ядре. Главной характеристикой атомного ядра, является то, что он имеет положительный заряд и состоит из протонов и нейтронов. Протоны заряжены положительно, а нейтроны не имеют заряда (они нейтральны).

Связаны они друг с другом с помощью сильного ядерного взаимодействия. Масса протона примерно равна массе нейтрона, но при этом в 1840 раз больше массы электрона. Протоны и нейтроны имеют в химии общее название – нуклоны. Сам атом является электронейтральным.

Атом любого элемента можно обозначить электронной формулой и электронно графической формулой:

Рис. 1. Электронно-графическая формула атома.

Единственным химическим элементом из периодической системы, в ядре которого не содержатся нейтроны, является легкий водород (протий).

Электрон является отрицательно заряженной частицей. Электронная оболочка состоит из движущихся вокруг ядра электронов. Электроны имеют свойства притягиваться к ядру, а между друг друг на них оказывает влияние кулоновское взаимодействие. Чтобы преодолеть притяжения ядра, электроны должны получать энергию от внешнего источника. Чем дальше электрон находится от ядра, тем меньше энергии для этого необходимо.

Модели атомов

На протяжении долго времени ученые стремились познать природу атома. На раннем этапе большой вклад внес древнегреческий философ Демокрит. Хотя сейчас его теория и кажется нам банальной и слишком простой, в тот период, когда представления об элементарных частицах только начинало зарождаться, его теория о кусочках материи воспринималась совершенно серьезно. Демокрит считал, что свойства любого вещества зависят от формы, массы и других характеристик атомов. Так, например, у огня, полагал он, острые атомы – поэтому огонь обжигает; у воды атомы гладкие, поэтому она способна течь; у твердых предметов, по его представлению, атомы были шереховатые.

Демокрит считал, что из атомов состоит абсолютно все, даже душа человека.

В 1904 году Дж. Дж. Томсон предложил свою модель атома. Основные положения теории сводились к тому, что атом представлялся положительно заряженным телом, внутри которого находились электроны с отрицательным зарядом. Позже эта теория была опровергнута Э. Резерфордом.

Рис. 2. Модель атома Томсона.

Также в 1904 году японским физиком Х. Нагаока была предложена ранняя планетарная модель атома по аналогии с планетой Сатурн. Электроны по этой теории объединены в кольца и вращаются вокруг положительно заряженного ядра. Эта теория оказалась ошибочной.

В 1911 году Э. Резерфорд, проделав ряд опытов, сделал выводы, что атом по своему строению похож на планетную систему. Ведь электроны, словно планеты, движутся по орбитам вокруг тяжелого положительно заряженного ядра. Однако это описание противоречило классической электродинамике. Тогда датский физик Нильс Бор в 1913 году ввел постулаты, суть которых заключалась в том, что электрон, находясь в некоторых специальных состояниях, не излучает энергию. Таким образом, постулаты бора показали, что для атомов классическая механика неприменима. Планетарная модель, описанная Резерфордом и дополненная Бором, получила название – планетарная модель Бора-Резерфорда.

Рис. 3. Планетарная модель Бора-Резерфорда.

Дальнейшее изучение атома привело к созданию такого раздела, как квантовая механика, с помощью которого объяснялись многие научные факты. Современные представления об атоме развились из планетарной модели Бора-Резерфорда.Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 648.

Как известно, все материальное во Вселенной состоит из атомов. Атом – это мельчайшая единица материи, которая несет в себе ее свойства. В свою очередь, структура атома складывается из волшебного триединства микрочастиц: протонов, нейтронов и электронов.

При этом каждая из микрочастиц универсальна. То есть, не найти на свете двух разных протонов, нейтронов или электронов. Все они абсолютно друг на друга похожи. И свойства атома будут зависеть только от количественного состава этих микрочастиц в общем строении атома.

Например, структура атома водорода состоит из одного протона и одного электрона. Следующий по сложности, атом гелия состоит из двух протонов, двух нейтронов и двух электронов. Атом лития - из трех протонов, четырех нейтронов и трех электронов и т. д.

Атомы соединяются в молекулы, а молекулы - в вещества, минералы и организмы. Молекула ДНК, являющаяся основой всего живого – структура, собранная из тех же трех волшебных кирпичиков мироздания, что и камень, лежащий на дороге. Хотя эта структура и намного более сложная.

Еще более удивительные факты открываются тогда, когда мы пытаемся поближе рассмотреть пропорции и строение атомной системы. Известно, что атом состоит из ядра и электронов, двигающихся вокруг него по траектории, описывающей сферу. То есть это даже нельзя назвать движением в обычном понимании этого слова. Электрон скорее находится везде и сразу в пределах этой сферы, создавая вокруг ядра электронное облако и формируя электромагнитное поле.

Ядро атома состоит из протонов и нейтронов, и в нем сосредоточена почти вся масса системы. Но при этом, само ядро настолько мало, что если увеличить его радиус до масштаба в 1 см, то радиус всей структуры атома достигнет сотни метров. Таким образом, все, что мы воспринимаем как плотную материю, более чем на 99% состоит из одних только энергетических связей между физическими частицами и менее чем 1% - из самих физических форм.

Но что представляют собой эти физические формы? Из чего они состоят, и насколько они материальны? Чтобы ответить на эти вопросы, давайте подробнее рассмотрим структуры протонов, нейтронов и электронов. Итак, мы спускаемся еще на одну ступеньку в глубины микромира – на уровень субатомных частиц.

Из чего состоит электрон

Самая маленькая частица атома – электрон. Электрон обладает массой, но при этом не обладает объемом. В научном представлении электрон не из чего не состоит, а представляет собой бесструктурную точку.

Под микроскопом электрон невозможно увидеть. Он наблюдаем только в виде электронного облака, которое выглядит как размытая сфера вокруг атомного ядра. При этом с точностью, где находится электрон в момент времени, невозможно сказать. Приборы же способны запечатлеть не саму частицу, а только лишь ее энергетический след. Суть электрона не вкладывается в представления о материи. Он скорее подобен некой пустой форме, существующей только в движении и за счет движения.

Никакой структуры в электроне до сих пор не было обнаружено. Он является такой же точечной частицей, как и квант энергии. Фактически, электрон - и есть энергия, однако, это более устойчивая ее форма, нежели та, которая представлена фотонами света.

В настоящий момент электрон считают неделимым. Это понятно, ведь невозможно разделить то, что не имеет объема. Однако в теории уже есть наработки, согласно которым в составе электрона лежит триединство таких квазичастиц как:

• Орбитон – содержит информацию об орбитальном положении электрона;
• Спинон – ответственен за спин или вращательный момент;
• Холон – несет информацию о заряде электрона.

Впрочем, как видим, квазичастицы с материей уже не имеют абсолютно ничего общего, и несут в себе одну только информацию.

Интересно, что электрон может поглощать кванты энергии, например, света или тепла. В этом случае атом переходит на новый энергетический уровень, а границы электронного облака расширяются. Бывает и такое, что энергия, поглощаемая электроном настолько велика, что он может выскочить из системы атома, и далее продолжить свое движение как независимая частица. При этом он ведет себя подобно фотону света, то есть, он будто бы перестает быть частицей и начинает проявлять свойства волны. Это было доказано в эксперименте.

Эксперимент Юнга

В ходе эксперимента на экран с двумя прорезанными в нем щелями был направлен поток электронов. Проходя через эти прорези, электроны сталкивались с поверхностью еще одного – проекционного – экрана, оставляя на нем свой след. В результате такой «бомбардировки» электронами на проекционном экране появлялась интерференционная картина, подобная той, которая появилась бы, если бы через две прорези проходили бы волны, но не частицы.

Такой рисунок возникает из-за того, что волна, проходя между двух щелей, делится на две волны. В результате дальнейшего движения волны накладываются друг на друга, и на некоторых участках происходит их взаимное гашение. В результате мы получаем много полос на проекционном экране, вместо одной, как это было бы, если бы электрон вел себя как частица.

Структура ядра атома: протоны и нейтроны

Протоны и нейтроны составляют ядро атома. И притом, что в общем объеме ядро занимает менее 1%, именно в этой структуре сосредоточена почти вся масса системы. А вот на счет структуры протонов и нейтронов физики разделились во мнениях, и на данный момент существует сразу две теории.

• Теория №1 - Стандартная

Стандартная модель говорит о том, что протоны и нейтроны состоят из трех кварков, соединенных между собой облаком глюонов. Кварки являются точечными частицами, так же, как кванты и электроны. А глюоны – это виртуальные частицы, обеспечивающие взаимодействие кварков. Однако в природе так и не было найдено ни кварков, ни глюонов, потому эта модель поддается жестокой критике.

• Теория №2 - Альтернативная

А вот по альтернативной теории единого поля, разработанной Эйнштейном, протон, как и нейтрон, как и любой другая частица физического мира, представляет собой вращающееся со скоростью света электромагнитное поле.

Каковы же принципы строения атома?

Все в мире – тонкое и плотное, жидкое, твердое и газообразное – это лишь энергетические состояния бесчисленных полей, пронизывающих пространство Вселенной. Чем выше уровень энергии в поле, тем оно тоньше и менее уловимо. Чем ниже энергетический уровень, тем оно более устойчивое и ощутимое. В структуре атома, как и в структуре любой другой единицы Вселенной, лежит взаимодействие таких полей – разных по энергетической плотности. Выходит, а материя – только иллюзия ума.

(Конспект лекций)

Строение атома. Введение.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. Химическим элементом называют совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом. Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства . Связываясь, друг с другом, атомы одного или разных элементов образуют более сложные частицы – молекулы . Совокупность атомов или молекул образуют химические вещества. Каждое индивидуальное химическое вещество характеризуется набором индивидуальных физических свойств, такими как температуры кипения и плавления, плотностью, электро- и теплопроводностью и т.п.

1. Строение атома и Периодическая система элементов

Д.И. Менделеева .

Знание и понимание закономерностей порядка заполнения Периодической системы элементов Д.И. Менделеева позволяет понять следующее:

1.физическую суть существования в природе определенных элементов,

2.природу химической валентности элемента,

3.способность и "лёгкость" элемента отдавать или принимать электроны при взаимодействии с другим элементом,

4.природу химических связей, которые может образовать данный элемент при взаимодействии с другими элементами, пространственное строение простых и сложных молекул и пр., пр.

Строение атома.

Атом представляет собой сложную микросистему находящихся в движении и взаимодействующих друг с другом элементарных частиц.

В конце 19 и начале 20 веков было установлено, что атомы состоят из более мелких частиц: нейтронов, протонов и электронов, Последние две частицы являются заряженными частицами, протон несет на себе положительный заряд, электрон - отрицательный. Поскольку атомы элемента в основном состоянии электронейтральны, то это означает, что число протонов в атоме любого элемента равно числу электронов. Масса атомов определяется суммой массы протонов и нейтронов, количество которых равна разности массы атомов и его порядкового номера в периодической системе Д.И. Менделеева.

В 1926 г Шрёдингер предложил описывать движение микрочастиц в атоме элемента при помощи выведенного им волнового уравнения. При решении волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода появляются три целочисленных квантовых числа: n , ℓ и m ℓ , которые характеризуют состояние электрона в трёхмерном пространстве в центральном поле ядра. Квантовые числа n , ℓ и m ℓ принимают целочисленные значения. Волновая функция, определяемая тремя квантовыми числами n , ℓ и m ℓ и получаемая в результате решения уравнения Шрёдингера, называется орбиталью. Орбиталь - это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона , принадлежащего атому химического элемента. Таким образом, решение уравнения Шредингера для атома водорода приводит к появлению трёх квантовых чисел, физический смысл которых состоит в том, что они характеризуют три разного вида орбиталей, которые может иметь атом. Рассмотрим более подробно каждое квантовое число.

Главное квантовое число n может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1,2,3,4,5,6,7…Оно характеризует энергию электронного уровня и размер электронного ″облака″. Характерно, что номер главного квантового числа совпадает с номером периода, в котором находится данный элемент.

Азимутальное или орбитальное квантовое число ℓ может принимать целочисленные значения от ℓ = 0….до n – 1 и определяет момент движения электронов, т.е. форму орбитали. Для различных численных значений ℓ используют следующие обозначения: ℓ = 0, 1, 2, 3, и обозначаются символами s , p , d , f , соответственно для ℓ = 0, 1, 2 и 3. В периодической системе элементов нет элементов со спиновым числом ℓ = 4.

Магнитное квантовое число m ℓ характеризует пространственное расположение электронных орбиталей и, следовательно, электромагнитные свойства электрона. Оно может принимать значения от – ℓ до + ℓ , включая нуль.

Форма или, точнее, свойства симметрии атомных орбиталей зависят от квантовых чисел ℓ и m ℓ . "Электронное облако", соответствующее s - орбитали имеет, имеет форму шара (при этом ℓ = 0).

Рис.1. 1s-орбиталь

Орбитали, определяемые квантовыми числами ℓ = 1 и m ℓ = -1, 0 и +1, называются р-орбиталями. Поскольку m ℓ при этом имеет три разных значений, то атом при этом имеет три энергетически эквивалентные р-орбитали (главное квантовое число для них одно и тоже и может иметь значение n =2,3,4,5,6 или 7). р-Орбитали обладают осевой симметрией и имеют вид объёмных восьмёрок, во внешнем поле ориентированных по осям x, y и z (рис.1.2). Отсюда и происхождение символики p x , p y и p z .

Рис.2. р x , p y и p z -орбитали

Кроме того, имеются d- и f- атомные орбитали, для первых ℓ = 2 и m ℓ = -2, -1, 0, +1 и +2, т.е. пять АО, для вторых ℓ = 3 и m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 и +3, т.е. 7 АО.

Четвёртое квантовое m s называется спиновым квантовым числом, было введено для объяснения некоторых тонких эффектов в спектре атома водорода Гаудсмитом и Уленбеком в 1925г. Спин электрона - это угловой момент заряженной элементарной частицы электрона, ориентация которого квантована, т.е. строго ограничена определёнными углами. Эта ориентация определяется значением спинового магнитного квантового числа (s), которое для электрона равно ½ , поэтому для электрона согласно правилам квантования m s = ± ½. В связи с этим к набору из трёх квантовых чисел следует добавить квантовое числоm s . Подчеркнём еще раз, что четыре квантовых числа определяют порядок построения периодической таблицы элементов Менделеева и объясняют, почему в первом периоде только два элемента, во втором и в третьём – по восемь, - в четвёртом – 18 и т д. Однако, чтобы объяснить строение многоэлектронных атомов, порядок заполнения электронных уровней по мере увеличения положительного заряда атома недостаточно иметь представления о четырёх квантовых числах, "управляющих" поведением электронов при заполнении электронных орбиталей, но необходимо знать ещё некоторые простые правила, а именно, принцип Паули, правило Гунда и правила Клечковского.

Согласно принципа Паули в одном и том же квантовом состоянии, характеризуемом определенными значениями четырёх квантовых чисел, не может находиться более одного электрона. Это означает, что один электрон можно в принципе поместить на любую атомную орбиталь. Два электрона могут находиться на одной атомной орбитали только в том случае, если они отличаются спиновыми квантовыми числами.

При заполнении электронами трёх р-АО, пяти d-AO и семи f-AO следует руководствоваться кроме принципа Паули ещё и правилом Гунда: Заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии происходит электронами с одинаковыми спинами.

При заполнении подоболочек (p , d , f )абсолютное значение суммы спинов должно быть максимальной .

Правило Клечковского . Согласно правилу Клечковского при заполнении d и f орбиталией электронами должен соблюдаться принцип минимальной энергии. Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали с минимальными уровнями энергии. Энергию подуровня определяют сумма квантовых чисел n + ℓ = Е .

Первое правило Клечковского : сначала заполняются те подуровни, для которых n + ℓ = Е минимальна.

Второе правило Клечковского : в случае равенства n + ℓ для нескольких подуровней идёт заполнение того подуровня, для которого n минимальна .

В настоящее время известно 109 элементов.

2. Энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность .

Важнейшими характеристиками электронной конфигурации атома являются энергия ионизации (ЭИ) или потенциал ионизации (ПИ) и сродство атома к электрону (СЭ). Энергией ионизации называют изменение энергии в процессе отрыва электрона от свободного атома при 0 К: А = + + ē . Зависимость энергии ионизации от порядкового номера Z элемента, размера атомного радиуса имеет ярко выраженный периодический характер.

Сродство к электрону (СЭ), представляет собой изменение энергии, которым сопровождается присоединение электрона к изолированному атому с образованием отрицательного иона при 0 К: А + ē = А - (атом и ион находятся в своих основных состояниях). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь (НСАО), если ВЗАО занята двумя электронами. СЭ сильно зависит от их орбитальной электронной конфигурации.

Изменения ЭИ и СЭ коррелируют с изменением многих свойств элементов и их соединений, что используется для предсказания этих свойств по значениям ЭИ и СЭ. Наиболее высоким по абсолютной величине сродством к электрону обладают галогены. В каждой группе периодической таблице элементов потенциал ионизации или ЭИ уменьшается с увеличением номера элемента, что связано с увеличением атомного радиуса и с увеличением количества электронных слоев и что хорошо коррелирует с увеличением восстановительной способности элемента.

В таблице 1 Периодической системы элементов приведены значения ЭИ и СЭ в эВ/на атом. Отметим, что точные значения СЭ известны лишь для немногих атомов, их величины подчёркнуты в таблице 1.

Таблица 1

Первая энергия ионизации (ЭИ), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность χ) атомов в периодической системе.

χ – электроотрицательность по Полингу

r - атомный радиус, (из «Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии» , Н.С. Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)

Содержание статьи

АТОМА СТРОЕНИЕ, раздел физики, изучающий внутреннее устройство атомов. Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы. Они имеют массивное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, вокруг которого в пустом пространстве движутся электроны. Атомы очень малы – их размеры порядка 10 –10 –10 –9 м, а размеры ядра еще примерно в 100 000 раз меньше (10 –15 –10 –14 м). Поэтому атомы можно «увидеть» только косвенным путем, на изображении с очень большим увеличением (например, с помощью автоэлектронного проектора). Но и в этом случае атомы не удается рассмотреть в деталях. Наши знания об их внутреннем устройстве основаны на огромном количестве экспериментальных данных, которые косвенно, но убедительно свидетельствуют в пользу сказанного выше.

Представления о строении атома радикально изменились в 20 в. под влиянием новых теоретических идей и экспериментальных данных. В описании внутреннего строения атомного ядра до сих пор остаются нерешенные вопросы, которые служат предметом интенсивных исследований. В следующих разделах излагается история развития представлений о строении атома как целого; строению ядра посвящена отдельная статья (АТОМНОГО ЯДРА СТРОЕНИЕ) , поскольку эти представления развивались в значительной степени независимо. Энергия, необходимая для исследования внешних оболочек атома, относительно невелика, порядка тепловой или химической энергии. По этой причине электроны были экспериментально обнаружены задолго до открытия ядра.

Ядро же при его малых размерах очень сильно связано, так что разрушить и исследовать его можно только с помощью сил, в миллионы раз более интенсивных, нежели силы, действующие между атомами. Быстрый прогресс в понимании внутренней структуры ядра начался лишь с появлением ускорителей частиц. Именно это огромное различие размеров и энергии связи позволяет рассматривать структуру атома в целом отдельно от структуры ядра.

Чтобы составить представление о размерах атома и незаполненности занимаемого им пространства, рассмотрим атомы, составляющие каплю воды диаметром 1 мм. Если мысленно увеличить эту каплю до размеров Земли, то атомы водорода и кислорода, входящие в молекулу воды, будут иметь в поперечнике 1–2 м. Основная же часть массы каждого атома сосредоточена в его ядре, поперечник которого при этом составил всего 0,01 мм.

АТОМ КАК ЦЕЛОЕ

Историю возникновения самых общих представлений об атоме обычно ведут со времен греческого философа Демокрита (ок. 460 – ок. 370 до н. э.), много размышлявшего о наименьших частицах, на которые можно было бы поделить любое вещество. Группу греческих философов, придерживавшихся того взгляда, что существуют подобные крошечные неделимые частицы, называли атомистами. Греческий философ Эпикур (ок. 342–270 до н.э.) принял атомную теорию, и в первом веке до н.э. один из его последователей, римский поэт и философ Лукреций Кар, изложил учение Эпикура в поэме «О природе вещей», благодаря которой оно и сохранилось для следующих поколений. Аристотель (384–322 до н.э.), один из крупнейших ученых древности, атомистическую теорию не принимал, и его взгляды на философию и науку преобладали впоследствии в средневековом мышлении. Атомистической теории как бы не существовало до самого конца эпохи Возрождения, когда на смену чисто умозрительным философским рассуждениям пришел эксперимент.

В эпоху Возрождения начались систематические исследования в областях, именуемых ныне химией и физикой, принесшие с собой новые догадки о природе «неделимых частиц». Р.Бойль (1627–1691) и И.Ньютон (1643–1727) исходили в своих рассуждениях из представления о существовании неделимых частиц вещества. Однако ни Бойлю, ни Ньютону не потребовалось детальной атомистической теории для объяснения интересовавших их явлений, и результаты проведенных ими экспериментов не сказали ничего нового о свойствах «атомов».

Законы Дальтона.

Первым действительно научным обоснованием атомистической теории, убедительно продемонстрировавшим рациональность и простоту гипотезы о том, что всякий химический элемент состоит из мельчайших частиц, явилась работа английского школьного учителя математики Дж.Дальтона (1766–1844), статья которого, посвященная этой проблеме, появилась в 1803.

Дальтон изучал свойства газов, в частности отношения объемов газов, вступавших в реакцию образования химического соединения, например, при образовании воды из водорода и кислорода. Он установил, что отношения прореагировавших количеств водорода и кислорода всегда представляют собой отношения небольших целых чисел. Так, при образовании воды (H 2 O) в реакцию с 16 г кислорода вступают 2,016 г газообразного водорода, а при образовании пероксида водорода (H 2 O 2) с 2,016 г водорода соединяются 32 г газообразного кислорода. Массы кислорода, реагирующие с одной и той же массой водорода при образовании этих двух соединений, соотносятся между собой как небольшие числа:

На основе подобных результатов Дальтон сформулировал свой «закон кратных отношений». Согласно этому закону, если два элемента соединяются в разных пропорциях, образуя разные соединения, то массы одного из элементов, соединяющиеся с одним и тем же количеством второго элемента, соотносятся как небольшие целые числа. По второму закону Дальтона, «закону постоянных отношений», в любом химическом соединении соотношение масс входящих в него элементов всегда одно и то же. Большое количество экспериментальных данных, относящихся не только к газам, но также и к жидкостям и твердым соединениям, собрал Й.Берцелиус (1779–1848), который провел точные измерения реагирующих масс элементов для многих соединений. Его данные подтвердили сформулированные Дальтоном законы и убедительно продемонстрировали наличие у каждого элемента наименьшей единицы массы.

Атомные постулаты Дальтона имели то преимущество перед абстрактными рассуждениями древнегреческих атомистов, что его законы позволяли объяснить и увязать между собой результаты реальных опытов, а также предсказать результаты новых экспериментов. Он постулировал, что 1) все атомы одного и того же элемента тождественны во всех отношениях, в частности, одинаковы их массы; 2) атомы разных элементов имеют неодинаковые свойства, в частности, неодинаковы их массы; 3) в соединение, в отличие от элемента, входит определенное целое число атомов каждого из составляющих его элементов; 4) в химических реакциях может происходить перераспределение атомов, но ни один атом не разрушается и не создается вновь. (В действительности, как выяснилось в начале 20 в., эти постулаты не вполне строго выполняются, т.к. атомы одного и того же элемента могут иметь разные массы, например водород имеет три такие разновидности, называемые изотопами; кроме того, атомы могут претерпевать радиоактивные превращения и даже полностью разрушиться, но не в химических реакциях, рассматривавшихся Дальтоном.) Основанная на этих четырех постулатах атомная теория Дальтона давала самое простое объяснение законов постоянных и кратных отношений.

Хотя законы Дальтона лежат в основе всей химии, ими не определяются фактические размеры и массы атомов. Они ничего не говорят о числе атомов, содержащихся в определенной массе элемента или соединения. Молекулы простых веществ слишком малы, чтобы их можно было взвесить по отдельности, поэтому для определения масс атомов и молекул приходится прибегать к косвенным методам.

Число Авогадро.

В 1811 А.Авогадро (1776–1856) выдвинул гипотезу, которая значительно упрощала анализ того, как из элементов образуются соединения, и устанавливала различие между атомами и молекулами. Его мысль состояла в том, что равные объемы газов, находящиеся при одинаковых температуре и давлении, содержат одно и то же число молекул. В принципе намек на это можно найти в более ранней работе Ж.Гей-Люссака (1778–1850), который установил, что отношение объемов газообразных элементов, вступающих в химическую реакцию, выражается целыми числами, хотя и отличными от отношений масс, полученных Дальтоном. Например, 2 л газообразного водорода (молекулы H 2), соединяясь с 1 л газообразного кислорода (молекулы O 2), образуют 1 л паров воды (молекулы H 2 O).

Истинное число молекул в данном объеме газа чрезвычайно велико, и до 1865 его не удавалось определить с приемлемой точностью. Однако уже во времена Авогадро проводились грубые оценки на основе кинетической теории газов. Очень удобной единицей измерения количества вещества является моль, т.е. количество вещества, в котором столько же молекул, сколько атомов в 0,012 кг самого распространенного изотопа углерода 12 С. Один моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.), т.е. стандартных температуре и давлении, занимает объем 22,4 л. Число Авогадро – это полное число молекул в одном моле вещества или в 22,4 л газа при н.у. Другие методы, такие, как рентгенография, дают для числа Авогадро N 0 более точные значения, нежели полученные на основе кинетической теории. Значение, принятое в настоящее время, таково: 6,0221367Ч10 23 атомов (молекул) в одном моле. Следовательно, в 1 л воздуха содержится примерно 3Ч10 22 молекул кислорода, азота и других газов.

Важная роль числа Авогадро для физики атома связана с тем, что оно позволяет определить массу и приблизительные размеры атома или молекулы. Поскольку масса 22,4 л газообразного H 2 составляет 2,016Ч10 –3 кг, масса одного атома водорода равна 1,67Ч10 –27 кг. Если считать, что в твердом теле атомы расположены вплотную друг к другу, то число Авогадро позволит приближенно оценить радиус r , скажем, атомов алюминия. Для алюминия 1 моль равен 0,027 кг, а плотность – 2,7Ч10 3 кг/м 3 . При этом имеем

откуда r » 1,6Ч10 –10 м. Так первые оценки числа Авогадро дали представление об атомных размерах.

Открытие электрона.

Экспериментальные данные, связанные с образованием химических соединений, подтверждали существование «атомных» частиц и позволили судить о малых размерах и массе отдельных атомов. Однако реальная структура атомов, в том числе и существование еще меньших частиц, составляющих атомы, оставалась неясной до открытия Дж.Дж.Томсоном электрона в 1897. До той поры атом считался неделимым и различие в химических свойствах различных элементов не имело своего объяснения. Еще до открытия Томсона был выполнен ряд интересных экспериментов, в которых другие исследователи изучали электрический ток в стеклянных трубках, наполненных газом при низких давлениях. Такие трубки, названные трубками Гейсслера по имени немецкого стеклодува Г.Гейсслера (1815–1879), который первым начал изготовлять их, испускали яркое свечение, будучи подключены к высоковольтной обмотке индукционной катушки. Этими электрическими разрядами заинтересовался У.Крукс (1832–1919), который установил, что характер разряда в трубке меняется в зависимости от давления, и разряд полностью исчезает при высоком вакууме. Более поздние исследования Ж.Перрена (1870–1942) показали, что вызывающие свечение «катодные лучи» представляют собой отрицательно заряженные частицы, которые движутся прямолинейно, но могут отклоняться магнитным полем. Однако заряд и масса частиц оставались неизвестны и было неясно, одинаковы ли все отрицательные частицы.

Огромной заслугой Томсона явилось доказательство того, что все частицы, образующие катодные лучи, тождественны друг другу и входят в состав вещества. С помощью разрядной трубки особого типа, изображенной на рис. 1, Томсон измерил скорость и отношение заряда к массе частиц катодных лучей, позднее названных электронами. Электроны вылетали из катода под действием высоковольтного разряда в трубке. Через диафрагмы D и E проходили только те из них, что летели вдоль оси трубки.

В нормальном режиме эти электроны попадали в центр люминесцентного экрана. (Трубка Томсона была первой «электронно-лучевой трубкой» с экраном, предшественницей телевизионного кинескопа.) В трубке находилась также пара пластин электрического конденсатора, которые, если на них подавалось напряжение, могли отклонять электроны. Электрическая сила F E , действующая на заряд e со стороны электрического поля E , дается выражением

F E = eE .

Кроме того, в той же области трубки с помощью пары катушек с током могло создаваться магнитное поле, способное отклонять электроны в противоположном направлении. Сила F H , действующая со стороны магнитного поля H , пропорциональна напряженности поля, скорости частицы v и ее заряду e :

F H = Hev .

Томсон отрегулировал электрическое и магнитное поля так, чтобы полное отклонение электронов было равно нулю, т.е. электронный пучок вернулся в первоначальное положение. Поскольку в этом случае обе силы F E и F H равны, скорость электронов дается выражением

v = E/H .

Томсон установил, что эта скорость зависит от напряжения на трубке V и что кинетическая энергия электронов mv 2 /2 прямо пропорциональна этому напряжению, т.е. mv 2 /2 = eV . (Отсюда термин «электрон-вольт» для энергии, приобретаемой частицей с зарядом, равным заряду электрона при ускорении разностью потенциалов 1 В.) Комбинируя это уравнение с выражением для скорости электрона, он нашел отношение заряда к массе:

Эти опыты позволили определить отношение e /m для электрона и дали приближенное значение заряда e . Точно величина e была измерена Р.Милликеном, который в своих опытах добивался, чтобы заряженные капельки масла висели в воздухе между пластинами конденсатора. В настоящее время характеристики электрона известны с большой точностью:

Эксперименты Томсона показали, что электроны в электрических разрядах могут возникать из любого вещества. Поскольку все электроны одинаковы, элементы должны различаться лишь числом электронов. Кроме того, малая величина массы электронов указывала на то, что масса атома сосредоточена не в них.

Масс-спектрограф Томсона.

Вскоре и оставшуюся часть атома с положительным зарядом удалось наблюдать с помощью той же, хотя и модифицированной, разрядной трубки, позволившей открыть электрон. Уже первые эксперименты с разрядными трубками показали, что если катод с отверстием помещается посередине трубки, то через «канал» в катоде проходят положительно заряженные частицы, вызывая свечение люминесцентного экрана, расположенного в противоположном от анода конце трубки. Эти положительные «каналовые лучи» тоже отклонялись магнитным полем, но в направлении, противоположном электронам.

Томсон решил измерить массу и заряд этих новых лучей, также используя для отклонения частиц электрическое и магнитное поля. Его прибор для изучения положительных лучей, «масс-спектрограф», схематически изображен на рис. 2. Он отличается от прибора, представленного на рис. 1, тем, что электрическое и магнитное поля отклоняют частицы под прямым углом друг к другу, а потому «нулевое» отклонение получить не удается. Положительно заряженные атомы на пути между анодом и катодом могут потерять один или несколько электронов, и по этой причине могут ускоряться до различных энергий. Атомы одного типа с одинаковыми зарядом и массой, но с некоторым разбросом конечных скоростей, вычертят на люминесцентном экране или фотопластинке кривую линию (отрезок параболы). При наличии атомов с различной массой более тяжелые атомы (с тем же зарядом) будут отклоняться от центральной оси слабее, чем более легкие. На рис. 3 приведена фотография парабол, полученных на масс-спектрографе Томсона. Самая узкая парабола соответствует самому тяжелому однократно ионизованному атому (атому ртути), у которого выбит один электрон. Две самые широкие параболы соответствуют водороду, одна – атомарному H + , а другая – молекулярному H 2 + , причем оба однократно ионизованы. В некоторых случаях теряются два, три и даже четыре заряда, однако атомарный водород никогда не наблюдался ионизованным более чем однократно. Данное обстоятельство было первым указанием на то, что в атоме водорода только один электрон, т.е. это самый простой из атомов.

Другие доказательства сложной структуры атома.

В то самое время, когда Томсон и другие исследователи экспериментировали с катодными лучами, открытие рентгеновского излучения и радиоактивности принесло дополнительные доказательства сложной структуры атома. В 1895 В.Рентген (1845–1923) случайно обнаружил таинственное излучение («Х -лучи»), проникавшее сквозь черную бумагу, которой он оборачивал трубку Крукса при исследовании зеленой люминесцирующей области электрического разряда. Х -лучи вызывали свечение удаленного экрана, покрытого кристаллическим платиноцианидом бария. Рентген выяснил, что различные вещества разной толщины, введенные между экраном и трубкой, ослабляют свечение, но не гасят его полностью. Это свидетельствовало о чрезвычайно высокой проникающей способности Х -лучей. Рентген установил также, что эти лучи распространяются прямолинейно и не отклоняются под действием электрических и магнитных полей. Возникновение такого невидимого проникающего излучения при бомбардировке электронами различных материалов было чем-то совершенно новым. Было известно, что видимый свет от трубок Гейсслера состоит из отдельных «спектральных линий» с определенными длинами волн и, значит, связан с «колебаниями» атомов, имеющими дискретные частоты. Существенная особенность нового излучения, отличавшая его от оптических спектров, помимо высокой проникающей способности, состояла в том, что оптические спектры элементов с последовательно возраставшим числом электронов полностью отличались друг от друга, тогда как спектры X -лучей очень незначительно изменялись от элемента к элементу.

Еще одним открытием, имеющим отношение к строению атома, было то, что атомы некоторых элементов могут спонтанно испускать излучение. Это явление было обнаружено в 1896 А.Беккерелем (1852–1908). Беккерель открыл радиоактивность, используя соли урана в процессе изучения люминесценции солей под действием света и ее связи с люминесценцией стекла в рентгеновской трубке. В одном из опытов наблюдалось почернение фотопластинки, завернутой в черную бумагу и находившейся около урановой соли в полной темноте. Это случайное открытие стимулировало интенсивные поиски других примеров естественной радиоактивности и постановку опытов по определению природы испускаемого излучения. В 1898 П.Кюри (1859–1906) и М.Кюри (1867–1934) обнаружили еще два радиоактивных элемента – полоний и радий. Э.Резерфорд (1871–1937), исследовав проникающую способность излучения урана, показал, что имеются два типа излучений: очень «мягкое» излучение, которое легко поглощается веществом и которое Резерфорд назвал альфа-лучами, и более проникающее излучение, которое он назвал бета-лучами. Бета-лучи оказались тождественными обычным электронам, или «катодным лучам», возникающим в разрядных трубках. Альфа-лучи, как выяснилось, имеют такие же заряд и массу, как и атомы гелия, лишенные двух своих электронов. Третий тип излучения, названный гамма-лучами, оказался сходен с X -лучами, но обладал еще большей проникающей способностью.

Все эти открытия ясно показали, что атом не является «неделимым». Он не только состоит из более мелких частей (электронов и более тяжелых положительных частиц), но эти и другие субчастицы, по-видимому, самопроизвольно испускаются при радиоактивном распаде тяжелых элементов. Кроме того, атомы не только испускают излучение в видимой области с дискретными частотами, но и могут так возбуждаться, что начинают испускать более «жесткое» электромагнитное излучение, а именно X -лучи.

Модель атома Томсона.

Дж.Томсон, внесший огромный вклад в экспериментальное изучение строения атома, стремился найти модель, которая позволила бы объяснить все его известные свойства. Поскольку преобладающая доля массы атома сосредоточена в его положительно заряженной части, он принял, что атом представляет собой сферическое распределение положительного заряда радиусом примерно 10 –10 м, а на его поверхности находятся электроны, удерживаемые упругими силами, позволяющими им колебаться (рис. 4). Суммарный отрицательный заряд электронов в точности компенсирует положительный заряд, так что атом электрически нейтрален. Электроны находятся на сфере, но могут совершать простые гармонические колебания относительно положения равновесия. Такие колебания могут происходить лишь с определенными частотами, которым соответствуют узкие спектральные линии, наблюдающиеся в газоразрядных трубках. Электроны можно довольно легко выбить с их позиций, в результате чего возникают положительно заряженные «ионы», из которых состоят «каналовые лучи» в опытах с масс-спектрографом. X -лучи соответствуют очень высоким обертонам основных колебаний электронов. Альфа-частицы, возникающие при радиоактивных превращениях, – это часть положительной сферы, выбитая из нее в результате какого-то энергичного разрывания атома.

Однако эта модель вызывала ряд возражений. Одно из них было связано с тем, что, как обнаружили спектроскописты, измерявшие линии испускания, частоты этих линий не являются простыми кратными низшей частоты, как должно быть в случае периодических колебаний заряда. Вместо этого они сближаются с увеличением частоты, как если бы стремились к пределу. Уже в 1885 И.Бальмеру (1825–1898) удалось найти простую эмпирическую формулу, связывающую частоты линий видимой части спектра водорода:

где n – частота, c – скорость света (3Ч10 8 м/с), n – целое число и R H – некий постоянный множитель. Согласно этой формуле, в данной серии спектральных линий водорода должны отсутствовать линии с длиной волны l меньше 364,56 нм (или с более высокими частотами), отвечающей n = Ґ. Так оно и оказалось, и это стало серьезным возражением против модели атома Томсона, хотя и делались попытки объяснить расхождение различием упругих возвращающих сил для разных электронов.

Исходя из модели атома Томсона, было также крайне трудно объяснить испускание атомами рентгеновского или гамма-излучения.

Затруднения в модели атома Томсона вызвало и отношение e/m заряда к массе для атомов, потерявших свои электроны («каналовых лучей»). Самый простой атом – атом водорода с одним электроном и сравнительно массивной сферой, несущей один положительный заряд. Значительно раньше, в 1815, У.Праут высказал предположение, что все более тяжелые атомы состоят из атомов водорода, и было бы понятно, если бы масса атома возрастала пропорционально числу электронов. Однако измерения показали, что отношение заряда к массе для разных элементов неодинаково. Например, масса атома неона примерно в 20 раз больше массы атома водорода, тогда как заряд составляет лишь 10 единиц положительного заряда (у атома неона 10 электронов). Дело обстояло так, как если бы положительный заряд имел переменную массу или же электронов было действительно 20, но 10 из них находились внутри сферы.

Опыты Резерфорда по рассеянию.

Затем возникла еще одна трудность. В 1903 Ф.Ленард (1862–1947) ставил опыты с прохождением пучка быстрых электронов сквозь тонкие металлические фольги. В модели атома Томсона почти все пространство заполнено веществом (положительно заряженной частью атома), а потому можно было думать, что сквозь фольгу сможет проникать лишь очень мало электронов. Ленард же обнаружил, что сквозь фольгу проходят почти все электроны. Хотя в эксперименте имелись трудности, связанные с малой массой бомбардирующих частиц, Ленард выдвинул предположение, что масса атома сосредоточена в «динамиде» – его центральной области, значительно меньшей, чем предполагалось.

Решающий эксперимент, совершенно изменивший представления о пространственной структуре атома, был проведен Э.Резерфордом и его сотрудниками Х.Гейгером (1882–1945) и Э.Марсденом (1889–1970). Вместо электронов они использовали альфа-частицы, т.к. благодаря своей большей массе (в 7350 раз больше массы электрона) эти частицы не претерпевают заметного отклонения при столкновении с атомными электронами, что позволяет регистрировать только столкновения с положительной частью атома. В качестве источника альфа-частиц был взят радий, а частицы, претерпевавшие рассеяние в тонкой металлической фольге, например золотой, регистрировались по «сцинтилляционным» вспышкам на экране из сульфида цинка, находящемся в затемненной комнате. Схема опыта представлена на рис. 5.

Согласно модели Томсона, практически все альфа-частицы должны оказываться в пределах очень малого угла относительно своего первоначального направления, поскольку большую часть времени они должны были бы проходить в области почти равномерно распределенного положительного заряда. Хотя результаты Резерфорда согласовались с ожидаемым распределением в области малых отклонений, было зарегистрировано очень много отклонений на углы, гораздо большие, чем предсказывала модель атома Томсона. Столь большие отклонения можно было объяснить лишь тем, что положительная «сердцевина» атома значительно меньше размеров его электронной структуры и, следовательно, альфа-частицы могут очень близко подходить к этой малой положительной сердцевине, встречая при этом очень большие кулоновские силы. Опыты Резерфорда убедительно показали, что весь атом, кроме очень малой массивной сердцевины, или «ядра», как и предполагал Ленард, почти полностью пуст. Исходя из полученных им экспериментальных данных, Резерфорд заключил, что диаметр ядра атома золота составляет не более 6Ч10 –15 м – значение, довольно близкое к современному.

Резерфорду удалось, упрощенно рассматривая ядро как точечный центр рассеяния, на основе только электростатики и механики Ньютона вывести формулу для углового распределения рассеянных частиц. Между альфа-частицей с массой M и зарядом 2e , где e – заряд электрона, и ядром с зарядом Ze , где Z – атомный номер элемента, из которого состоит рассеивающее вещество, действует сила электростатического отталкивания 2Ze 2 /r 2 , где r – расстояние между зарядами. Угол j , на который происходит рассеяние, зависит от параметра столкновения p , т.е. минимального расстояния, на котором частица прошла бы мимо ядра, если бы не отклонилась.

Как видно из рис. 6, наибольшему углу отклонения отвечает наименьший параметр столкновения. Доля альфа-частиц, отклоняющихся на угол j и более, дается выражением

где n – число атомов в 1 см 3 , t – толщина фольги, M и v – масса и скорость альфа-частицы и Z – заряд ядра. Этот закон рассеяния Резерфорда чаще записывают в виде доли частиц df , которая рассеивается в телесный угол dw в интервале углов от j до j + dj :

Эти выражения получили количественное подтверждение для широкого диапазона углов и разных рассеивающих материалов и позволили измерить заряд ядра.

Резерфордовская, или ядерная, модель атома, вытеснив томсоновскую модель, явилась важным этапом на пути создания квантовой механики. Детальные эксперименты, выполненные Гейгером и Марсденом в 1913, не оставили и тени сомнения в том, что картина атома с малым массивным ядром в центре электронной структуры значительно больших размеров верна не только качественно, но и количественно. Некоторые детали, перенесенные из томсоновской модели, такие, как существование в ядре электронов, позднее также были отброшены.

Квантовая теория Бора.

Н.Бор (1885–1962) работал в 1912–1913 у Резерфорда, когда тот проводил опыты по рассеянию, и вернулся в 1913 в Копенгаген с множеством новых идей. Требовал своего объяснения ряд явлений, помимо только что открытых в «ядерных» экспериментах по рассеянию. Теперь, когда была отвергнута томсоновская модель атома, узкие, дискретные спектральные линии в излучении разрядных трубок и эмпирические закономерности в их частотах казались еще менее понятными.

Был и другой атомный эффект, открытый в 1887 Г.Герцем (1857–1894), а именно фотоэффект. Суть его в том, что свет, падающий на свежеочищенную поверхность металла, выбивает из нее электроны, если частота света достаточно высока. Для каждого металла имеется своя пороговая частота. Опыты показали, что тормозящее электростатическое поле, уменьшающее до нуля ток фотоэлектронов, не зависит от интенсивности света, но зависит от его длины волны. Электромагнитная теория, согласно которой свет представляет собой электромагнитные волны, оказалась не в состоянии объяснить это, поскольку по этой теории для испускания электрона с любой скоростью атому нужно только достаточно долго поглощать энергию. В 1905 А.Эйнштейн (1879–1955) предложил объяснение фотоэффекта, которое полностью согласовалось с экспериментальными данными, но требовало коренного пересмотра существовавшей концепции света как волнового процесса. Эйнштейн предположил, что свет переносит энергию порциями, которые называются фотонами или квантами света, причем их энергия дается выражением E = hn , где n – частота света, а h – «постоянная Планка», равная 6,626Ч10 –34 ДжЧс. Попадая на поверхность металла, фотон передает всю свою энергию электрону. Поскольку электрон связан с поверхностью электростатическими силами, ему для вылета необходима энергия W («работа выхода»), а остальная часть полученной электроном энергии превращается в его кинетическую энергию, т.е. hn = W + 1 / 2 mv 2 . Гипотеза Эйнштейна объясняла, почему кинетическая энергия фотоэлектронов зависит от частоты света, а число испускаемых электронов – от его интенсивности.

Как часто происходит с научными открытиями, оказалось, что гипотеза «квантов» Эйнштейна имеет в своей основе более раннюю теорию. М.Планк (1858–1947) первым привлек идею квантования для объяснения наблюдаемого спектрального состава излучения нагретых тел. Ему удалось объяснить спектр, предположив, что гармонические осцилляторы поглощают и излучают лишь дискретные порции энергии hn .

Бор блестяще применил квантовую гипотезу к описанию орбит электронов в атомах и их излучения. Он отбросил идею о том, что электроны ведут себя подобно осцилляторам, а вместо этого представил динамику атома в виде движения электронов по орбитам вокруг ядра, наподобие движения планет по орбитам вокруг Солнца. Сила электростатического притяжения электрона ядром является центростремительной силой, заставляющей электрон двигаться по круговой орбите радиуса r со скоростью v . В общем случае ядра с зарядом Ze имеем

В таком силовом поле (когда сила обратно пропорциональна расстоянию до центра притяжения) кинетическая энергия движения всегда равна – 1/2 потенциальной энергии:

а полная энергия, т.е. сумма кинетической и потенциальной энергий, равна:

Эти соотношения следуют из обычных законов механики и электростатики. Бор, в дополнение к ним, сформулировал следующие постулаты, составляющие основу квантовой теории атома.

I. Разрешены только такие круговые орбиты, для которых момент импульса равен целому числу в единицах постоянной Планка, деленной на 2p . (Момент импульса тела l , движущегося по круговой орбите, равен произведению его массы m на скорость v и радиус орбиты r .) Таким образом,

II. Хотя, согласно электромагнитной теории, любая заряженная частица, движущаяся с ускорением, должна испускать излучение, электроны не испускают излучения, двигаясь по своим орбитам внутри атома. Излучение возникает только при переходе электрона с одной квантованной орбиты на другую.

III. Частота этого излучения определяется изменением полной энергии, т.е. разностью энергий атома в начальном и конечном состояниях:

hn = E 2 – E 1 .

Эти условия квантования энергии приводят к дискретным орбитам электронов. Решая уравнение (2) относительно скорости и подставляя в (4), получаем

или, если ввести «боровский радиус» a 0 = h 2 /4p 2me 2 » 5,29Ч10 –11 м,

На рис. 7 изображены первые шесть орбит электронов в атоме водорода, соответствующие теории Бора. Показаны также переходы, сопровождающиеся испусканием дискретных спектральных линий. Каждая серия спектральных линий носит имя ее открывателя; из всех серий лишь часть серии Бальмера лежит в видимой области спектра.

На рис. 8 показано, как выглядят линии серии Бальмера на фотопластинке спектрографа. Нетрудно видеть, что линии сгущаются вблизи границы серии.

Энергии состояний атома, отвечающих каждому целому значению n , также квантованы:

Используя третий постулат Бора и соотношение с = ln между скоростью, длиной волны и частотой, можно теперь объяснить эмпирическую формулу, найденную Бальмером для его серии линий:

просто как частный случай формулы Бора. С ее помощью можно вычислить «постоянную Ридберга» R H :

Значение R H , найденное Бальмером, составляло 10967776 м –1 ; используя имевшиеся в то время значения m , e , c и h , Бор получил R H = 1,03Ч10 7 м –1 . Современное значение R H составляет 10979708 м –1 . Таким образом, соответствие теории Бора с экспериментом достаточно хорошее. Расхождение в величине R H объясняется неточностью значений фундаментальных констант m , e , c , h , которыми пользовался Бор, а также необходимостью учета ряда поправок, главной из которых является поправка на движение ядра (см. ниже ).

Таким образом, Бор своей теорией с самого начала добился значительного успеха, дав не только качественное, но и количественное объяснение линиям водородного спектра и применив представления Планка и Эйнштейна о квантах в теории оптических спектров.

В 1914 Дж.Франк (1882–1964) и Г.Герц (1887–1975) экспериментально подтвердили правильность представления о квантовании энергетических уровней, бомбардируя атомы паров ртути электронами с известной энергией. Они измеряли энергию, теряемую электронами при рассеянии на атомах ртути. Электроны с энергией ниже определенного порогового значения вообще не передавали энергию атомам ртути; но, как только энергия электронов оказывалась достаточной для возбуждения перехода атома ртути на ближайший уровень с более высокой энергией, электроны интенсивно передавали свою энергию. Это было убедительным доказательством существования квантованных энергетических уровней.

Теория Бора позволила объяснить и происхождение рентгеновского излучения (X -лучей): это излучение испускается в результате выбивания (бомбардирующим атом электроном) электрона с внутренней орбиты атома: на освободившееся место переходят электроны с внешних оболочек атома. Поскольку энергия при этом изменяется значительно больше, чем при оптическом переходе, рентгеновское излучение оказывается более коротковолновым, нежели видимый свет, и более проникающим. Теория Бора объяснила не только линии Бальмера, наблюдаемые в видимой части спектра, но и другие серии линий в ультрафиолетовой (серию Лаймана) и инфракрасной (серию Пашена) области, которые были обнаружены с помощью фотографических методов.

Хотя масса M ядра водорода (протона) значительно больше массы электрона, движущегося по орбите в атоме, было бы неправильным считать, что в этой «динамической» модели атома протон покоится. Как указал А.Зоммерфельд (1868–1951), в силу законов сохранения энергии и импульса ядро и электрон должны вращаться относительно общего центра масс с одинаковой угловой скоростью (при этом ядро расположено гораздо ближе к центру масс). Влияние этого движения ядра на энергию электронных состояний можно учесть, просто заменив массу электрона m «приведенной массой»

где M – масса ядра рассматриваемого атома. В случае водорода величина m меньше m на 1/1837. Однако точность спектроскопических измерений такова, что такая поправка заметно улучшает согласие теории с экспериментом.

Эффектной демонстрацией возможностей модифицированной теории Бора для атома водорода явилось открытие «тяжелого водорода» (дейтерия) 2 Н. Масса ядра дейтерия почти вдвое превышает массу протона, и хотя дейтерий составляет всего 1/4500 часть обычного газообразного водорода, его наличие проявляется на фотоснимках спектра, сделанных с высоким разрешением, в виде очень слабых линий, сдвинутых относительно основных линий из-за различия в величине m . После того как Ф.Астон (1977–1945) обнаружил в 1931 очевидное расхождение в значениях атомной массы водорода, Р.Бёрдж (1887–1980) и Д.Менцель выдвинули гипотезу о существовании двух разновидностей водорода с разными массами изотопов. В 1932 Г.Юри (1893–1981), Дж.Мерфи и Ф.Брикведде (1903–1989) провели серию экспериментов, в которых спектр водорода фотографировался с помощью вогнутой дифракционной решетки радиусом 6,4 м. Они обнаружили слабые дейтериевые линии там, где их предсказывали (длина волны, отвечающая линии H a , была смещена на 179,3 нм), и, взяв образцы, обогащенные тяжелым изотопом, получили не вызывающие сомнения яркие линии.

Зоммерфельд развил далее теорию Бора, указав на то, что круговые орбиты – это лишь частный случай и что постулаты Бора могут быть введены и в случае эллиптических орбит. (При движении по эллиптической орбите скорость наряду с азимутальной имеет и радиальную составляющую. При этом движение происходит в одной плоскости, а центр притяжения располагается в одном из фокусов.) Таким образом, на обобщенный импульс p i налагаются два условия квантования, связанные с «периодическими координатами» q i . (Область изменения периодических координат повторяется с определенным периодом; например, угловое положение электрона относительно ядра представляет собой периодическую координату.) В общем случае

Таким образом, для того чтобы орбита существовала, интеграл от импульса по координате за период должен быть равен целому числу постоянных Планка. При движении по эллиптической орбите существуют два независимых уравнения

где p j – азимутальный, а p r – радиальный импульс. (Радиальный импульс p r равен произведению массы на радиальную скорость, которая в случае круговой орбиты равна нулю.) Классическая механика движения по эллиптическим орбитам, справедливая для описания движения планет, была хорошо известна, и, следовательно, ее можно было непосредственно использовать в случае атомных орбит. Согласно механике Ньютона, переход от эллиптической орбиты к круговой не сопровождается изменением энергии уровня, поскольку в случае эллипса энергия зависит только от большой полуоси эллипса, которая в свою очередь зависит лишь от

Таким образом, число n («главное квантовое число») отвечает одной и той же энергии для некоего набора эллиптических орбит, включающего в себя и круговую, для которой n Y = 0.

Измерения, проведенные с более высоким разрешением, показали существование «тонкой структуры» спектральных линий (одна широкая «линия» в действительности состоит из нескольких линий). Частично это было связано с тем, как было показано Зоммерфельдом, что электроны движутся со скоростями, сравнимыми со скоростью света и, следовательно, вместо механики Ньютона следует использовать релятивистскую механику Эйнштейна. В результате в энергиях эллиптических орбит возникает небольшое различие, поскольку скорости меняются в зависимости от эсцентриситета. Поправка может быть выражена через квантовые числа n и n j :

есть так называемая постоянная тонкой структуры, или постоянная Зоммерфельда. Существование этих небольших поправок, зависящих от эллиптичности орбиты, значительно увеличивает число возможных переходов. Чтобы учесть отсутствие некоторых из предсказанных спектральных линий, пришлось ввести «правила отбора», допускающие изменение азимутального квантового числа n j только на +1 или -1.

Таким образом, квантовая теория Бора, дополненная более точной механикой орбитального движения Зоммерфельда, оказалась способной объяснить широкий круг явлений. Стало понятным существование серий спектральных линий водорода, наличие их тонкой структуры, характеристики неупругого рассеяния электронов в газах и изотопическое смещение спектральных линий. Кроме того, удалось точно вычислить потенциал ионизации водорода (энергию, необходимую для выбивания электрона из атома).

Однако трудности все же остались. Теория Бора давала хорошие результаты в случае одноэлектронных атомов типа водорода, однократно ионизованного гелия, дважды ионизованного лития, а также, например, натрия (благодаря тому, что в атоме натрия есть один слабо связанный электрон, котрый в основном и определяет как спектр, так и химические свойства натрия), но она плохо описывала обычный атом гелия с двумя электронами и другие многоэлектронные атомы. Неудачными оказались также попытки Бора объяснить хорошо известные изменения химических и физических свойств при переходе от атома к атому. Наконец, и постулаты Бора, например, квантование момента импульса на электронных орбитах, выглядели совершенно произвольными.

Дело в том, что в то время были неизвестны два положения, без которых понять строение сложных атомов невозможно, – принцип запрета Паули и существование у электрона спина. Эти положения наряду с созданием новой механики, названной волновой, или квантовой, были необходимы для полного понимания строения атома.

Квантовая механика атома.

Недостатки теории Бора, основанной на механике классических частиц с дополнением в виде квантовых постулатов, высветили фундаментальную проблему правильного описания движения электронов на малых расстояниях, например, внутри атома. Опираясь на то, что свет имеет как корпускулярные, так и волновые свойства (в некторых явлениях, например, при фотоэффекте, он ведет себя как поток частиц, а в некоторых, например, при интерференции, как волна), Л.де Бройль (1892–1987) в 1923 выдвинул гипотезу о том, что корпускулярно-волновой дуализм свойствен также и веществу. Поскольку квантовая теория приписывает световым фотонам при фотоэффекте корпускулярное поведение, можно допустить, что электроны в атомах могут вести себя на своих «орбитах» подобно волнам. Де Бройль пришел к выводу, что с движением любого вида частиц можно «ассоциировать» распространение волны, если приписать частице с массой m и скоростью v длину волны

l = h /mv .

Экспериментальным подтверждением волновых свойств частиц явилось открытое в 1927 К.Дэвиссоном (1881–1958) и Л.Джермером (1896–1971) явление дифракции электронов. Угловое распределение электронов при отражении пучка электронов от поверхности кристалла можно объяснить лишь на основе волновых представлений, причем наблюдалось согласие с постулированным де Бройлем соотношением между длиной волны и скоростью.

Разработка квантовой механики В.Гейзенбергом (1901–1976), Э.Шрёдингером (1887–1961) и другими теоретиками в период, последовавший за высказанной де Бройлем гипотезой, привела к прояснению ситуации с теорией Бора. Например, в теории Бора условие «стационарных состояний»

mv Ч2pr = nh

носило характер произвольного требования. Теперь же оно выступает как требование, чтобы на периодической орбите электрона укладывалось целое число длин волн де Бройля. Разрешенными оказываются именно те орбиты, которые удовлетворяют этому требованию.

При решении волнового уравнения Шрёдингера для атома водорода естественным образом возникают три квантовых числа, обычно обозначаемые символами n , l и m l . Здесь n – целое число, принимающее любые значения, большие 0, которое называется главным квантовым числом электрона. Оно соответствует числу n , обозначавшему различные боровские орбиты. Число l (орбитальное квантовое число) тоже целое и может принимать любые значения от 0 до (n – 1). Оно характеризует орбитальный момент импульса электрона и тесно связано с n j в модели Бора. Из решения волнового уравнения следует, что разрешены только значения орбитального момента импульса электрона, равные:

В конечном итоге получается 4 независимых квантовых числа, характеризующих состояние электрона в атоме:

n – главное квантовое число;

l – орбитальное квантовое число;

m l – орбитальное магнитное квантовое число;

m s – спиновое магнитное квантовое число.

Хотя квантовая механика позволяет, если заданы квантовые числа, определить энергию состояния и пространственное распределение электронной плотности вероятностей (заменяющее орбиты в модели Бора), для фиксации числа электронов в каждом состоянии требуются дальнейшие предположения.

В 1925 В.Паули (1900–1958) сформулировал «принцип запрета», который сразу внес ясность в очень многие атомные явления. Он предложил простое правило: в каждом отдельном квантовом состоянии может находиться только один электрон. Это означает, что набор чисел, отвечающих данным n , l и m l , зависит от n . Например, при n = 1 возможно лишь l = 0; следовательно, m l = 0 и единственное различие состояний связано с m s = +1/2 и -1/2. В таблице приведены возможности, отвечающие различным n . Отметим, что в первой «оболочке» (n = 1) имеются 2 электрона, в следующей оболочке (n = 2) имеется 8 электронов, образующих две подоболочки, и т.д. Максимальное число электронов в подоболочке равно 2(2l + 1), а максимальное число подоболочек составляет n . Для каждого n полностью заполненная оболочка содержит 2n 2 электронов.

Соответствие принципа Паули эксперименту было подтверждено огромным числом спектроскопических наблюдений, а также многочисленными данными электронной теории металлов, физики ядерных процессов, низкотемпературных явлений. Это один из наиболее фундаментальных объединяющих принципов физики, открывший путь к пониманию электронной структуры сложных атомов. Правда, принципом Паули определяется лишь возможность заполнения различных электронных оболочек, а для проверки фактического заполнения тех или иных состояний необходимы данные, полученные на основе оптических и рентгеновских спектров. Но в атомах вплоть до аргона с Z = 18 каждый дополнительный электрон просто добавляется в низшую из незаполненных подоболочек. Отступления от этого порядка наблюдаются у более сложных атомов, оболочки которых частично перекрываются. Квантовая механика объясняет это отступление тем, что в первую очередь заполняются состояния с самой низкой энергией.

Детальный анализ электронной структуры и распределения электронов с точки зрения квантовой механики и принципа Паули в более тяжелых атомах весьма сложен. Для состояния 1s (n = 1, l = 0) возможно только сферически симметричное распределение (причем наиболее вероятным оказывается положение электрона в центре атома). В состоянии 2p (n = 2, l = 1) момент импульса электрона уже не равен нулю, и поэтому масимум плотности находится на ненулевом расстоянии от ядра. Распределение электронной плотности зависит от квантового числа m l в соответствии с требованием квантования компонент момента импульса вдоль направления магнитного поля.

Периодическая система элементов.

Число электронов, находящихся в оболочках нейтрального атома, равное числу протонов в его ядре, называется атомным номером элемента. Периодическая система элементов, предложенная в 1869 Д.И.Менделеевым (1834–1907) – это таблица, в которой элементы располагаются в порядке возрастания атомного номера и распределяются по периодам так, что атомы со сходными химическими свойствами попадают в одну и ту же группу. Например, группа, содержащая гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон, составляет группу инертных газов; это атомы с заполненными электронными оболочками, а из заполненной оболочки почти так же трудно удалить электрон, как и добавить в нее лишний. Кроме того, эти газы – одноатомные, их молекулы представляют собой один атом .

Химические свойства атомов в значительной степени определяются внешними электронами. Простой характер таблицы вплоть до аргона (атомный номер которого Z = 18) обусловлен тем, что при добавлении очередного электрона вплоть до Z = 18 последовательно заполняется низшая подоболочка. Значительное же усложнение таблицы после Z = 18 объясняется усложнением последовательности заполнения подоболочек. Для случая, когда имеется большое число электронов, точные решения уравнений квантовой механики получить не удается, и используются приближенные методы. Одно из приближений состоит в том, что атом с единственным электроном сверх заполненной оболочки, такой, как натрий, Z = 11, рассматривается как «одноэлектронный» атом. И действительно, упрощенная теория Бора (модифицированная с учетом значения n = 3 для состояния электрона) дает довольно точные значения для энергии уровней (но не для расщепления линий).

Дальнейшее исследование структуры атомов.

В настоящее время электронная структура атомов в принципе получила свое объяснение, хотя свойства многоэлектронных атомов удается рассчитать лишь приближенно. Квантовая механика объясняет все известные свойства отдельных атомов. Активно изучается взаимодействие атомов, особенно в твердых телах. Строению атомного ядра посвящена статья.