Structura tuturor atomilor. Atomul și structura lui. Modele de structură atomică

ATOM [Atom francez, din latină atomus, din greacă?τομος (ουσ?α) - indivizibil (esență)], o particulă de materie, cea mai mică parte a unui element chimic, care este purtătoarea proprietăților sale. Atomii fiecărui element sunt individuali ca structură și proprietăți și sunt desemnați prin simbolurile chimice ale elementelor (de exemplu, atomul de hidrogen - H, fier - Fe, mercur - Hg, uraniu - U etc.). Atomii pot exista atât în ​​stare liberă, cât și în stare legată (vezi Legătura chimică). Întreaga varietate de substanțe se datorează diferitelor combinații de atomi între ei. Proprietățile substanțelor gazoase, lichide și solide depind de proprietățile atomilor lor constitutivi. Toate proprietățile fizice și chimice ale unui atom sunt determinate de structura sa și se supun legilor cuantice. (Pentru istoria dezvoltării doctrinei atomului, vezi articolul Fizica atomică.)

Caracteristicile generale ale structurii atomilor. Un atom este format dintr-un nucleu greu cu sarcină electrică pozitivă și electroni ușori cu sarcini electrice negative care îl înconjoară, formând învelișurile de electroni ale atomului. Dimensiunile unui atom sunt determinate de dimensiunile învelișului său exterior de electroni și sunt mari în comparație cu dimensiunile nucleului atomic. Ordinele caracteristice ale diametrelor, ariilor secțiunii transversale și volumelor unui atom și nucleu sunt:

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

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

Învelișurile de electroni ale unui atom nu au limite strict definite, iar dimensiunile unui atom depind într-o măsură mai mare sau mai mică de metodele de determinare a acestora.

Sarcina nucleară este principala caracteristică a unui atom, care determină apartenența acestuia la un anumit element. Sarcina nucleului este întotdeauna un multiplu întreg al sarcinii electrice elementare pozitive, egal în valoare absolută cu sarcina electronului -e. Sarcina nucleului este +Ze, unde Z este numărul atomic (numărul atomic). Z= 1, 2, 3,... pentru atomii elementelor succesive din tabelul periodic al elementelor chimice, adică pentru atomii de H, He, Li, .... Într-un atom neutru, un nucleu cu sarcină + Ze deține electroni Z cu o sarcină totală - Ze. Un atom poate pierde sau câștiga electroni și poate deveni un ion pozitiv sau negativ (k = 1, 2, 3, ... - multiplicitatea ionizării sale). Un atom al unui anumit element include adesea ionii săi. La scriere, ionii se disting de un atom neutru prin indicele k + și k -; de exemplu, O este un atom de oxigen neutru, O +, O 2+, O 3+, ..., O 8+, O -, O 2- sunt ionii săi pozitivi și negativi. Combinația dintre un atom neutru și ionii altor elemente cu același număr de electroni formează o serie izoelectronică, de exemplu, o serie de atomi asemănătoare hidrogenului H, He +, Li 2+, Be 3+,....

Multiplicitatea sarcinii nucleului unui atom la sarcina elementară e a fost explicată pe baza ideilor despre structura nucleului: Z este egal cu numărul de protoni din nucleu, sarcina unui proton este +e . Masa unui atom crește odată cu creșterea Z. Masa nucleului unui atom este aproximativ proporțională cu numărul de masă A - numărul total de protoni și neutroni din nucleu. Masa unui electron (0,91 x 10 -27 g) este semnificativ mai mică (de aproximativ 1840 de ori) decât masa unui proton sau neutron (1,67 x 10 -24 g), astfel încât masa unui atom este determinată în principal de masă a nucleului său.

Atomii unui element dat pot diferi în masa nucleară (numărul de protoni Z este constant, numărul de neutroni A-Z poate varia); Astfel de varietăți de atomi ai aceluiași element se numesc izotopi. Diferența de masă a nucleului nu are aproape niciun efect asupra structurii învelișurilor electronice ale unui atom dat, care depinde de Z și proprietățile atomului. Cele mai mari diferențe de proprietăți (efecte izotopice) se obțin pentru izotopii de hidrogen (Z = 1) datorită diferenței mari a maselor atomului de lumină obișnuit de hidrogen (A = 1), deuteriu (A = 2) și tritiu (A). = 3).

Masa unui atom variază de la 1,67 × 10 -24 g (pentru izotopul principal, atomul de hidrogen, Z = 1, A = 1) până la aproximativ 4 × 10 -22 g (pentru atomii elementelor transuraniu). Cele mai precise valori ale maselor atomice pot fi determinate prin metode de spectroscopie de masă. Masa unui atom nu este exact egală cu suma masei nucleului și a maselor electronilor, dar oarecum mai mică - prin defectul de masă ΔM = W/c 2, unde W este energia de formare a unui atom din nucleu și electroni (energie de legare), c este viteza luminii. Această corecție este de ordinul masei electronilor m e pentru atomii grei, iar pentru atomii ușori este neglijabilă (aproximativ 10 -4 m e).

Energia atomică și cuantizarea ei. Datorită dimensiunii sale mici și masei mari, nucleul atomic poate fi considerat aproximativ punctiform și în repaus în centrul de masă al atomului (centrul de masă comun al nucleului și al electronilor este situat în apropierea nucleului, iar viteza de mișcare a nucleului în raport cu centrul de masă al atomului este mic în comparaţie cu viteza de mişcare a electronilor). În consecință, un atom poate fi considerat ca un sistem în care N electroni cu sarcini e se mișcă în jurul unui centru de atracție staționar. Mișcarea electronilor într-un atom are loc într-un volum limitat, adică este legat. Energia internă totală a unui atom E este egală cu suma energiilor cinetice T ale tuturor electronilor și energia potențială U - energia atracției lor de către nucleu și a respingerii unul față de celălalt.

Conform teoriei atomului, propusă în 1913 de Niels Bohr, într-un atom de hidrogen un electron cu sarcină -e se mișcă în jurul unui centru staționar cu sarcină +e. În conformitate cu mecanica clasică, energia cinetică a unui astfel de electron este egală cu

unde v este viteza, p = m e v este impulsul (momentul) electronului. Energia potențială (redusă la energia atracției coulombiane a electronului de către nucleu) este egală cu

și depinde numai de distanța r a electronului față de nucleu. Grafic, funcția U(r) este reprezentată de o curbă care scade fără limită pe măsură ce r scade, adică pe măsură ce electronul se apropie de nucleu. Valoarea lui U(r) la r→∞ este considerată zero. La valori negative ale energiei totale E = T + U< 0 движение электрона является связанным: оно ограничено в пространстве значениями r=r мaкc . При положительных значениях полной энергии Е = Т + U >0 mișcarea electronului este liberă - poate merge la infinit cu energia E = T = (1/2)m e v 2, care corespunde atomului de hidrogen ionizat H +. Astfel, un atom de hidrogen neutru este un sistem de nucleu și electroni legați electrostatic cu energia E< 0.

Energia internă totală a unui atom E este principala sa caracteristică ca sistem cuantic (vezi Mecanica cuantică). Un atom poate rămâne mult timp numai în stări cu o anumită energie - stări staționare (neschimbabile în timp). Energia internă a unui sistem cuantic constând din microparticule legate (inclusiv un atom) poate lua una dintr-o serie discretă (discontinuă) de valori

Fiecare dintre aceste valori de energie „permise” corespunde uneia sau mai multor stări cuantice staționare. Sistemul nu poate avea valori de energie intermediare (de exemplu, cele situate între E 1 și E 2, E 2 și E 3 etc.); se spune că un astfel de sistem are energie cuantificată. Orice modificare în E este asociată cu o tranziție cuantică (salt) a sistemului de la o stare cuantică staționară la alta (vezi mai jos).

Posibilele valori discrete (3) ale energiei unui atom pot fi reprezentate grafic prin analogie cu energia potențială a unui corp ridicat la diferite înălțimi (la diferite niveluri), sub forma unei diagrame a nivelurilor de energie, în care fiecare energie valoarea corespunde unei drepte trasate la o înălțime E i, i= 1 , 2, 3, ... (Fig. 1). Nivelul cel mai de jos E 1, corespunzător celei mai scăzute energie posibilă a atomului, se numește nivelul solului, iar toate celelalte (E i >E 1), i = 2, 3, 4, ...) se numesc excitate, deoarece pentru trecerea la ele (trecerea la stările excitate staționare corespunzătoare de la sol) este necesară excitarea sistemului - pentru a-i conferi energia E i -E 1 din exterior.

Cuantificarea energiei atomice este o consecință a proprietăților de undă ale electronilor. Conform principiului dualității undă-particulă, mișcarea unei microparticule de masă m cu viteza v corespunde unei lungimi de undă λ = h/mv, unde h este constanta lui Planck. Pentru un electron dintr-un atom, λ este de ordinul a 10 -8 cm, adică de ordinul dimensiunilor liniare ale atomului și este necesară luarea în considerare a proprietăților de undă ale electronului din atom. Mișcarea asociată a unui electron într-un atom este similară cu o undă staționară și ar trebui considerată nu ca mișcarea unui punct material de-a lungul unei traiectorii, ci ca un proces de undă complex. Pentru o undă staționară într-un volum limitat, sunt posibile doar anumite valori ale lungimii de undă λ (și, în consecință, frecvența de oscilație v). Conform mecanicii cuantice, energia unui atom E este legată de v prin relația E = hν și de aceea nu poate lua decât anumite valori. Mișcarea liberă de translație a unei microparticule, nelimitată în spațiu, de exemplu, mișcarea unui electron separat de un atom (cu energie E> 0), este similară cu propagarea unei unde călătoare într-un volum nelimitat, pentru care orice valorile lui λ (și v) sunt posibile. Energia unei astfel de microparticule libere poate lua orice valoare (nu este cuantificată, are un spectru energetic continuu). Această secvență continuă corespunde unui atom ionizat. Valoarea E ∞ = 0 corespunde limitei de ionizare; diferența E ∞ -E 1 = E ion se numește energie de ionizare (vezi articolul Potențialul de ionizare); pentru un atom de hidrogen este de 13,6 eV.

Distribuția densității electronice. Poziția exactă a unui electron într-un atom la un moment dat nu poate fi determinată din cauza incertitudinilor în relație. Starea unui electron într-un atom este determinată de funcția sa de undă, care depinde într-un anumit fel de coordonatele sale; Pătratul modulului funcției de undă caracterizează densitatea de probabilitate de a găsi un electron într-un punct dat din spațiu. Funcția de undă este în mod explicit soluția ecuației Schrödinger.

Astfel, starea unui electron într-un atom poate fi caracterizată prin distribuția sarcinii sale electrice în spațiu cu o anumită densitate - distribuția densității electronilor. Electronii sunt, parcă, „untați” în spațiu și formează un „nor de electroni”. Acest model caracterizează electronii dintr-un atom mai corect decât modelul unui electron punctual care se mișcă de-a lungul orbitelor strict definite (în teoria atomică a lui Bohr). În același timp, fiecare astfel de orbită Bohr poate fi asociată cu o distribuție specifică a densității electronice. Pentru nivelul de energie al solului E 1, densitatea de electroni este concentrată în apropierea nucleului; pentru nivelurile de energie excitată E 2, E 3, E 4 ... este distribuită pe distanțe medii din ce în ce mai mari față de nucleu. Într-un atom multielectron, electronii sunt grupați în învelișuri care înconjoară nucleul la diferite distanțe și sunt caracterizați de anumite distribuții ale densității electronilor. Puterea legăturii dintre electroni și nucleul din învelișurile exterioare este mai mică decât în ​​învelișurile interioare, iar cei mai slabi electroni sunt legați în învelișul cel mai exterior, care are cele mai mari dimensiuni.

Luând în considerare spinul electronilor și spinul nuclear. În teoria atomului, este foarte important să se țină seama de spinul electronului - propriul său moment unghiular (spin), care, din punct de vedere vizual, corespunde rotației electronului în jurul propriei axe ( dacă electronul este considerat o particulă de dimensiuni mici). Spinul electronului este asociat cu o sută de moment magnetic intrinsec (spin). Prin urmare, într-un atom este necesar să se țină cont, alături de interacțiunile electrostatice, de interacțiunile magnetice determinate de momentul magnetic de spin și de momentul magnetic orbital asociat mișcării electronului în jurul nucleului; interacțiunile magnetice sunt mici în comparație cu cele electrostatice. Cea mai semnificativă influență a spinului este în atomii multielectroni: umplerea învelișurilor de electroni ale unui atom cu un anumit număr de electroni depinde de spinul electronilor.

Nucleul dintr-un atom poate avea și propriul său moment mecanic - spin nuclear, care este asociat cu un moment magnetic nuclear care este de sute și mii de ori mai mic decât cel electronic. Existența spinurilor duce la interacțiuni suplimentare, foarte mici, între nucleu și electroni (vezi mai jos).

Starile cuantice ale atomului de hidrogen. Cel mai important rol în teoria cuantică a atomului îl joacă teoria celui mai simplu atom cu un electron, constând dintr-un nucleu cu sarcină +Ze și un electron cu sarcină -e, adică teoria atomului de hidrogen H și ionii de tip hidrogen He +, Li 2+, Be 3+,..., numiți în mod obișnuit teoria atomului de hidrogen. Folosind metodele mecanicii cuantice, este posibil să se obțină o caracterizare precisă și completă a stărilor unui electron într-un atom cu un singur electron. Problema unui atom cu mulți electroni poate fi rezolvată doar aproximativ; în acest caz, ele pornesc de la rezultatele rezolvării problemei unui atom cu un electron.

Energia unui atom cu un electron în aproximarea non-relatistă (fără a lua în considerare spinul electronului) este egală cu

întregul n = 1, 2, 3, ... definește posibilele valori de energie discrete - niveluri de energie - și se numește număr cuantic principal, R este constanta Rydberg egală cu 13,6 eV. Nivelurile de energie ale atomului converg (condensează) către limita de ionizare E ∞ = 0, corespunzătoare lui n = ∞. Pentru ionii de tip hidrogen, doar scara valorilor energetice se modifică (Z de 2 ori). Energia de ionizare a unui atom asemănător hidrogenului (energia de legare a electronilor) este (în eV)

care dă pentru H, He +, Li 2+, ... valori 13,6 eV, 54,4 eV, 122,4 eV, ....

Formula de bază (4) corespunde expresiei U(r) = -Ze 2 /r pentru energia potențială a unui electron în câmpul electric al unui nucleu cu sarcină +Ze. Această formulă a fost derivată pentru prima dată de N. Bohr luând în considerare mișcarea unui electron în jurul unui nucleu pe o orbită circulară cu raza r și este o soluție exactă a ecuației Schrödinger pentru un astfel de sistem. Nivelurile de energie (4) corespund orbitelor de rază

unde constanta a 0 = 0,529·10 -8 cm = = 0,529 A este raza primei orbite circulare a atomului de hidrogen corespunzătoare nivelului său de sol (această rază Bohr este adesea folosită ca unitate convenabilă pentru măsurarea lungimii în fizica atomică ). Raza orbitelor este proporțională cu pătratul numărului cuantic principal n 2 și invers proporțională cu Z; pentru ionii asemănători hidrogenului, scara liniară a mărimii scade cu un factor de Z în comparație cu atomul de hidrogen. O descriere relativistă a atomului de hidrogen, ținând cont de spinul electronului, este dată de ecuația lui Dirac.

Conform mecanicii cuantice, starea atomului de hidrogen este complet determinată de valorile discrete a patru mărimi fizice: energia E; impulsul orbital M l (impulsul electronului relativ la nucleu); proiecțiile M lz ale impulsului orbital pe o direcție z aleasă în mod arbitrar; proiecțiile M sz ale momentului de spin (momentul unghiular intrinsec al electronului M s). Valorile posibile ale acestor mărimi fizice, la rândul lor, sunt determinate de numerele cuantice n, l, m l, respectiv m s. În aproximare, atunci când energia unui atom de hidrogen este descrisă prin formula (4), aceasta este determinată numai de numărul cuantic principal n, care ia valori întregi 1, 2, 3, .... Un nivel de energie cu un n dat corespunde mai multor stări care diferă în valorile numărului cuantic orbital (azimutal) l = 0, 1, ..., n-1. Statele cu valori date de n și l sunt de obicei notate ca 1s, 2s, 2р, 3s, ..., unde numerele indică valoarea lui n și literele s, р, d, f (în continuare în latină alfabet) - respectiv, valorile l = 0, 1, 2, 3. Pentru n și l dat, numărul de stări diferite este egal cu 2(2l + 1) - numărul de combinații de valori ale orbital magnetic număr cuantic m l număr de spin magnetic m s (prima ia 2l + 1 valori, a doua - 2 valori). Numărul total de stări diferite cu n și l dat este egal cu 2n 2. Astfel, fiecărui nivel de energie al atomului de hidrogen îi corespund 2,8, 18,...2n 2 (cu n = 1, 2, 3, ...) diferite stări cuantice staţionare. Dacă doar o stare cuantică corespunde unui nivel de energie, atunci se numește nedegenerat, dacă două sau mai multe - degenerate (vezi Degenerarea în teoria cuantică), iar numărul de astfel de stări g se numește gradul sau multiplicitatea degenerării (pentru niveluri energetice nedegenerate g = 1). Nivelurile de energie ale atomului de hidrogen sunt degenerate, iar gradul lor de degenerare g n = 2n 2 .

Pentru diferite stări ale atomului de hidrogen se obțin diferite distribuții ale densității electronice. Depinde de numerele cuantice n, l și În acest caz, densitatea electronilor pentru stările s (l=0) este diferită de zero în centru, adică la locația nucleului, și nu depinde de direcția ( simetric sferic), iar pentru stările de repaus (l>0) este egal cu zero la centru și depinde de direcție. Distribuția densității electronice pentru stările atomului de hidrogen cu n = 1, 2, 3 este prezentată în Figura 2; dimensiunile „norului de electroni” cresc conform formulei (6) proporțional cu n2 (scara din figura 2 scade la trecerea de la n = 1 la n = 2 și de la n = 2 la n = 3). Stările cuantice ale unui electron în ionii de tip hidrogen sunt caracterizate prin aceleași patru numere cuantice n, l, m l și m s ca și în atomul de hidrogen. Distribuția densității electronice este, de asemenea, păstrată, doar că crește de Z ori.

Acțiunea câmpurilor externe asupra unui atom. Un atom ca sistem electric în câmpurile electrice și magnetice externe dobândește energie suplimentară. Câmpul electric polarizează atomul - deplasează norii de electroni în raport cu nucleul (vezi Polarizabilitatea atomilor, ionilor și moleculelor), iar câmpul magnetic orientează într-un anumit fel momentul magnetic al atomului, asociat cu mișcarea electronului în jurul nucleul (cu impulsul orbital M l) şi spinul său. Diferite stări ale unui atom de hidrogen cu aceeași energie E n într-un câmp extern corespund unor valori diferite ale energiei suplimentare ΔE, iar nivelul de energie degenerat E n este împărțit într-un număr de subniveluri. Atât divizarea nivelurilor de energie într-un câmp electric - efectul Stark - cât și divizarea lor într-un câmp magnetic - efectul Zeeman - sunt proporționale cu puterile câmpurilor corespunzătoare.

Interacțiunile magnetice mici în interiorul unui atom conduc, de asemenea, la divizarea nivelurilor de energie. Pentru atomul de hidrogen și ionii asemănători hidrogenului, există o interacțiune spin-orbita - interacțiunea momentelor de spin și orbitale ale electronului; determină așa-numita structură fină a nivelurilor de energie - împărțirea nivelurilor excitate E n (pentru n>1) în subniveluri. Pentru toate nivelurile de energie ale atomului de hidrogen se observă și o structură hiperfină, cauzată de interacțiuni magnetice foarte mici ale spinului nuclear cu momentele electronice.

Învelișurile de electroni ale atomilor multielectroni. Teoria unui atom care conține 2 sau mai mulți electroni este fundamental diferită de teoria unui atom de hidrogen, deoarece într-un astfel de atom există particule identice care interacționează între ele - electroni. Repulsia reciprocă a electronilor într-un atom multielectron reduce semnificativ puterea legăturii lor cu nucleul. De exemplu, energia de îndepărtare a unui singur electron într-un ion de heliu (He +) este de 54,4 eV, în timp ce într-un atom de heliu neutru, ca urmare a respingerii electronilor, energia de îndepărtare a unuia dintre ei scade la 24,6. eV. Pentru electronii externi ai atomilor mai grei, scăderea forței legăturii lor din cauza respingerii de către electronii interiori este și mai semnificativă. Un rol important în atomii multielectroni îl joacă proprietățile electronilor ca microparticule identice (vezi Principiul de identitate) cu spin s = 1/2, pentru care principiul Pauli este valabil. Conform acestui principiu, într-un sistem de electroni nu poate exista mai mult de un electron în fiecare stare cuantică, ceea ce duce la formarea unor învelișuri de electroni ale atomului, umplute cu un număr de electroni strict definit.

Având în vedere caracterul indistinguibil al electronilor care interacționează între ei, este logic să vorbim doar despre stările cuantice ale atomului în ansamblu. Cu toate acestea, este posibil să se ia în considerare aproximativ stările cuantice ale electronilor individuali și să se caracterizeze fiecare dintre ele printr-un set de numere cuantice n, l, m l și m s, în mod similar cu un electron dintr-un atom de hidrogen. În acest caz, energia electronului se dovedește a depinde nu numai de n, ca în atomul de hidrogen, ci și de l; tot nu depinde de m l şi m s. Electronii cu n și l dat într-un atom multielectron au aceeași energie și formează un înveliș electronic specific. Astfel de electroni echivalenți și învelișurile formate de ei sunt notate, ca stări cuantice și niveluri de energie cu n și l date, prin simbolurile ns, nр, nd, nf, ... (pentru 1 = 0, 1, 2,3, ...) și se vorbește despre electroni 2p, învelișuri 3s-o6 etc.

Conform principiului Pauli, oricare 2 electroni dintr-un atom trebuie să fie în stări cuantice diferite și, prin urmare, să difere în cel puțin unul dintre cele patru numere cuantice n, l, m l și m s și pentru electroni echivalenti (n ​​și l sunt aceleași) - în valorile m l și m s . Numărul de perechi m l, m s, adică numărul de stări cuantice diferite ale unui electron cu n și l date, este gradul de degenerare al nivelului său de energie g l = 2 (2l+1) = 2, 6, 10, 14, .... Determină numărul de electroni din învelișurile de electroni complet umplute. Astfel, învelișurile s-, p-, d-, f-, ... sunt umplute cu 2, 6, 10, 14, ... electroni, indiferent de valoarea lui n. Electronii cu un n dat formează un strat format din învelișuri cu l = 0, 1, 2, ..., n - 1 și umplut cu 2n 2 electroni, așa-numitul strat K-, L-, M, N. Când este complet umplut avem:

În fiecare strat, învelișurile cu l mai mic sunt caracterizate de o densitate de electroni mai mare. Forța legăturii dintre electron și nucleu scade odată cu creșterea n, iar pentru un n dat, cu creșterea l. Cu cât electronul este legat mai slab în învelișul corespunzător, cu atât nivelul său de energie este mai mare. Un nucleu cu un anumit Z atașează electroni în ordinea descrescătoare a puterii legăturii lor: mai întâi doi electroni 1s, apoi doi electroni 2s, șase electroni 2p etc. Atomul fiecărui element chimic are o anumită distribuție a electronilor de-a lungul învelișurilor - electronică. configurație, de exemplu:

(numărul de electroni dintr-un înveliș dat este indicat de indicele din dreapta sus). Periodicitatea proprietăților elementelor este determinată de asemănarea învelișurilor exterioare de electroni ale atomului. De exemplu, atomii neutri P, As, Sb, Bi (Z = 15, 33, 51, 83) au fiecare trei electroni p în învelișul exterior al electronilor, ca atomul de N, și sunt similari cu acesta în chimie și multe fizice. proprietăți.

Fiecare atom este caracterizat de o configurație electronică normală, care apare atunci când toți electronii din atom sunt legați cel mai strâns, și configurații electronice excitate, când unul sau mai mulți electroni sunt legați mai slab - se găsesc la niveluri de energie mai ridicate. De exemplu, pentru un atom de heliu, împreună cu 1s2 normal, sunt posibile configurații electronice excitate: 1s2s, 1s2p, ... (un electron este excitat), 2s 2, 2s2p, ... (ambele electroni sunt excitați). O anumită configurație electronică corespunde unui nivel de energie al atomului în ansamblu, dacă învelișurile de electroni sunt complet umplute (de exemplu, configurația normală a atomului de Ne 1s 2 2s 2 2р 6) și un număr de niveluri de energie dacă există sunt învelișuri parțial umplute (de exemplu, configurația normală a atomului de azot 1s 2 2s 2 2р 3 pentru care învelișul 2р este pe jumătate umplut). În prezența unor învelișuri d și f parțial umplute, numărul de niveluri de energie corespunzător fiecărei configurații poate ajunge la multe sute, astfel încât schema nivelurilor de energie ale unui atom cu învelișuri parțial umplute se dovedește a fi foarte complexă. Nivelul de energie de la sol al unui atom este cel mai scăzut nivel al configurației electronice normale.

Tranziții cuantice în atom. În timpul tranzițiilor cuantice, un atom trece de la o stare staționară la alta - de la un nivel de energie la altul. La trecerea de la un nivel energetic superior E i la un nivel energetic inferior E k, atomul renunță la energia E i - E k, iar în timpul tranziției inverse o primește. Ca pentru orice sistem cuantic, pentru un atom tranzițiile cuantice pot fi de două tipuri: cu radiație (tranziții optice) și fără radiație (tranziții neradiative, sau neoptice). Cea mai importantă caracteristică a unei tranziții cuantice este probabilitatea acesteia, care determină cât de des poate avea loc această tranziție.

În timpul tranzițiilor cuantice cu radiație, atomul absoarbe (tranziția E k → E i) sau emite (tranziția E i → E k) radiații electromagnetice. Energia electromagnetică este absorbită și emisă de un atom sub forma unui cuantum de lumină - un foton - caracterizat printr-o anumită frecvență de oscilație v, conform relației:

unde hv este energia fotonului. Relația (7) reprezintă legea conservării energiei pentru procesele microscopice asociate cu radiația.

Un atom în starea fundamentală poate absorbi doar fotoni, dar în stările excitate îi poate atât absorbi, cât și emite. Un atom liber în starea fundamentală poate exista la infinit. Durata de ședere a unui atom într-o stare excitată (durata de viață a acestei stări) este limitată atomul spontan (spontan), își pierde parțial sau complet energia de excitare, emițând un foton și trecând la un nivel energetic inferior; Alături de o astfel de emisie spontană este posibilă și emisia stimulată, care are loc, ca și absorbția, sub influența fotonilor de aceeași frecvență. Cu cât probabilitatea unei tranziții spontane este mai mare, cu atât durata de viață a unui atom excitat este mai scurtă pentru un atom de hidrogen;

Setul de frecvențe v de posibile tranziții cu radiație determină spectrul atomic al atomului corespunzător: setul de frecvențe de tranziții de la nivelurile inferioare la cele superioare este spectrul său de absorbție, setul de frecvențe de tranziții de la nivelurile superioare la cele inferioare este spectrul de emisie . Fiecare astfel de tranziție în spectrul atomic corespunde unei anumite linii spectrale de frecvență v.

În tranzițiile cuantice neradiative, un atom câștigă sau pierde energie atunci când interacționează cu alte particule cu care se ciocnește într-un gaz sau este legat pentru o lungă perioadă de timp într-o moleculă, lichidă sau solidă. Într-un gaz, atomul poate fi considerat liber în intervalele de timp dintre ciocniri; În timpul unei coliziuni (impact), un atom se poate deplasa la un nivel de energie mai scăzut sau mai ridicat. O astfel de coliziune se numește inelastică (spre deosebire de o coliziune elastică, în care se modifică doar energia cinetică a mișcării de translație a atomului, iar energia sa internă rămâne neschimbată). Un caz special important este ciocnirea unui atom liber cu un electron; De obicei electronul se mișcă mai repede decât atomul, timpul de coliziune este foarte scurt și putem vorbi despre un impact de electroni. Excitarea unui atom prin impactul electronilor este o metodă de determinare a nivelurilor sale de energie.

Proprietățile chimice și fizice ale atomului. Cele mai multe dintre proprietățile unui atom sunt determinate de structura și caracteristicile învelișurilor sale de electroni exterioare, în care electronii sunt legați relativ slab de nucleu (energii de legare de la câțiva eV la câteva zeci de eV). Structura învelișurilor interioare ale unui atom, ai căror electroni sunt legați mult mai strâns (energii de legare de sute, mii și zeci de mii de eV), apare doar atunci când atomul interacționează cu particule rapide și fotoni de înaltă energie (mai mult de sute de eV). Astfel de interacțiuni determină spectrele de raze X ale atomului și împrăștierea particulelor rapide (vezi Difracția particulelor). Masa unui atom determină proprietățile sale mecanice în timpul mișcării atomului ca întreg - impuls, energie cinetică. Diverse proprietăți rezonante și alte proprietăți fizice ale atomului depind de momentele magnetice și electrice mecanice și asociate ale atomului (vezi Rezonanța paramagnetică a electronilor, Rezonanța magnetică nucleară, Rezonanța cvadrupolului nuclear).

Electronii din învelișurile exterioare ale unui atom sunt ușor expuși influențelor externe. Când atomii se unesc, apar interacțiuni electrostatice puternice, care pot duce la formarea unei legături chimice. Interacțiunile electrostatice mai slabe ale doi atomi se manifestă în polarizarea lor reciprocă - deplasarea electronilor în raport cu nucleele, care este cea mai puternică pentru electronii externi legați slab. Apar forțe de polarizare de atracție între atomi, care trebuie luate în considerare chiar și la distanțe mari dintre ei. Polarizarea atomului are loc și în câmpurile electrice externe; Ca urmare, nivelurile de energie ale atomului sunt deplasate și, cel mai important, nivelurile de energie degenerată sunt împărțite (efectul Stark). Polarizarea unui atom poate avea loc sub influența câmpului electric al unei unde luminoase (electromagnetice); depinde de frecvența luminii, care determină dependența de aceasta și indicele de refracție (vezi Dispersia luminii), asociat cu polarizabilitatea atomului. Legătura strânsă dintre caracteristicile optice ale unui atom și proprietățile sale electrice se manifestă în mod deosebit în spectrele sale optice.

Proprietățile magnetice ale atomilor sunt determinate în principal de structura învelișurilor lor electronice. Momentul magnetic al unui atom depinde de momentul său mecanic (vezi raportul magneto-mecanic într-un atom cu învelișuri de electroni complet umplute este zero, la fel ca și momentul mecanic). Atomii cu învelișuri de electroni exterioare parțial umplute au de obicei momente magnetice diferite de zero și sunt paramagnetice. Într-un câmp magnetic extern, toate nivelurile atomilor al căror moment magnetic nu este egal cu zero sunt împărțite - are loc efectul Zeeman. Toți atomii au diamagnetism, care este cauzat de apariția în ei a unui moment magnetic sub influența unui câmp magnetic extern (așa-numitul moment magnetic indus, similar cu momentul dipolului electric al unui atom).

Odată cu ionizarea secvențială a unui atom, adică cu îndepărtarea electronilor săi, începând cu cei mai exteriori în ordinea creșterii puterii legăturii lor, toate proprietățile atomului, determinate de învelișul său exterior, se schimbă în consecință. Electronii din ce în ce mai strâns legați devin externi; ca urmare, capacitatea unui atom de a polariza într-un câmp electric scade mult, distanțele dintre nivelurile de energie și frecvențele tranzițiilor optice între aceste niveluri cresc (ceea ce duce la o deplasare a spectrelor către lungimi de undă din ce în ce mai scurte). O serie de proprietăți prezintă periodicitate: proprietățile ionilor cu electroni externi similari sunt similare; de exemplu, N 3+ (doi electroni 2s) prezintă similitudini cu N 5+ (doi electroni 1s). Acest lucru se aplică caracteristicilor și pozițiilor relative ale nivelurilor de energie și spectrelor optice, momentelor magnetice ale unui atom și așa mai departe. Cea mai dramatică schimbare a proprietăților are loc atunci când ultimul electron este îndepărtat din învelișul exterior, când rămân doar învelișuri complet umplute, de exemplu, când se trece de la N 4+ la N 5+ (configurațiile electronice 1s 2 2s și 1s 2). În acest caz, ionul este cel mai stabil și momentele sale mecanice totale și magnetice totale sunt egale cu zero.

Proprietățile unui atom într-o stare legată (de exemplu, o parte a unei molecule) diferă de proprietățile unui atom liber. Proprietățile unui atom suferă cele mai mari modificări, determinate de electronii cei mai exteriori care participă la atașarea unui anumit atom de altul. În același timp, proprietățile determinate de electronii învelișurilor interioare pot rămâne practic neschimbate, așa cum este cazul spectrelor de raze X. Unele proprietăți ale unui atom pot suferi modificări relativ mici, din care se pot obține informații despre natura interacțiunilor atomilor legați. Un exemplu important este împărțirea nivelurilor de energie atomică în cristale și compuși complecși, care are loc sub influența câmpurilor electrice create de ionii din jur.

Metodele experimentale pentru studierea structurii unui atom, a nivelurilor sale de energie, a interacțiunilor sale cu alți atomi, particule elementare, molecule, câmpuri externe și așa mai departe sunt variate, dar informația principală este conținută în spectrele sale. Metodele de spectroscopie atomică în toate intervalele de lungimi de undă, și în special metodele moderne de spectroscopie cu laser, fac posibilă studierea efectelor din ce în ce mai subtile asociate atomului. De la începutul secolului al XIX-lea, existența atomului era evidentă pentru oamenii de știință, dar un experiment pentru a demonstra realitatea existenței sale a fost realizat de J. Perrin la începutul secolului al XX-lea. Odată cu dezvoltarea microscopiei, a devenit posibilă obținerea de imagini ale atomilor de pe suprafața solidelor. Atomul a fost văzut pentru prima dată de E. Muller (SUA, 1955) folosind microscopul cu ioni de câmp pe care l-a inventat. Microscoapele moderne de forță atomică și tunel fac posibilă obținerea de imagini ale suprafețelor solide cu rezoluție bună la nivel atomic (vezi Figura 3).

Orez. 3. Imaginea structurii atomice a suprafeței de siliciu obținută de profesorul de la Universitatea Oxford M. Capstell folosind un microscop cu scanare tunel.

Așa-numiții atomi exotici există și sunt utilizați pe scară largă în diverse studii, de exemplu atomii muonici, adică atomi în care toți sau o parte din electroni sunt înlocuiți cu muoni negativi, muonium, pozitroniu, precum și atomi hadronici formați din pioni încărcați, kaoni. , protoni, deuteroni etc. S-au facut si primele observatii ale atomului de antihidrogen (2002) - un atom format dintr-un pozitron si un antiproton.

Lit.: Născut M. Fizică atomică. a 3-a ed. M., 1970; Fano U., Fano L. Fizica atomilor și moleculelor. M., 1980; Shpolsky E.V. Fizica atomică. a 7-a ed. M., 1984. T. 1-2; Elyashevich M. A. Spectroscopie atomică și moleculară. a 2-a ed. M., 2000.

Un atom este cea mai mică particulă de materie. Studiul său a început în Grecia Antică, când structura atomului a atras atenția nu numai a oamenilor de știință, ci și a filozofilor. Care este structura electronică a atomului și ce informații de bază se cunosc despre această particulă?

Structura atomica

Oamenii de știință greci antici au ghicit deja despre existența celor mai mici particule chimice care alcătuiesc orice obiect și organism. Iar dacă în secolele XVII-XVIII. chimiștii erau siguri că atomul este o particulă elementară indivizibilă, apoi la începutul secolelor XIX-XX, a fost posibil să se demonstreze experimental că atomul nu este indivizibil.

Un atom, fiind o particulă microscopică de materie, este format dintr-un nucleu și electroni. Nucleul este de 10.000 de ori mai mic decât un atom, dar aproape toată masa sa este concentrată în nucleu. Principala caracteristică a nucleului atomic este că are o sarcină pozitivă și este format din protoni și neutroni. Protonii sunt încărcați pozitiv, în timp ce neutronii nu au sarcină (sunt neutri).

Ele sunt conectate între ele printr-o interacțiune nucleară puternică. Masa unui proton este aproximativ egală cu masa unui neutron, dar este de 1840 de ori mai mare decât masa unui electron. Protonii și neutronii au un nume comun în chimie - nucleoni. Atomul însuși este neutru din punct de vedere electric.

Un atom al oricărui element poate fi desemnat printr-o formulă electronică și o formulă grafică electronică:

Orez. 1. Formula grafică electronică a atomului.

Singurul element chimic din tabelul periodic care nu conține neutroni în nucleul său este hidrogenul ușor (protium).

Un electron este o particulă încărcată negativ. Învelișul de electroni este format din electroni care se mișcă în jurul nucleului. Electronii au proprietatea de a fi atrași de nucleu, iar între ei sunt influențați de interacțiunea Coulomb. Pentru a depăși atracția nucleului, electronii trebuie să primească energie dintr-o sursă externă. Cu cât electronul este mai departe de nucleu, cu atât este nevoie de mai puțină energie.

Modele Atom

Multă vreme, oamenii de știință au căutat să înțeleagă natura atomului. Filosoful grec antic Democrit a avut o contribuție majoră de la început. Deși acum teoria lui ni se pare banală și prea simplă, într-un moment în care ideile despre particulele elementare abia începeau să apară, teoria lui despre bucățile de materie a fost luată cu totul în serios. Democrit credea că proprietățile oricărei substanțe depind de forma, masa și alte caracteristici ale atomilor. Deci, de exemplu, focul, credea el, are atomi ascuțiți - de aceea arde focul; Apa are atomi netezi, deci poate curge; În obiectele solide, după părerea lui, atomii erau aspri.

Democrit credea că absolut totul este făcut din atomi, chiar și sufletul uman.

În 1904, J. J. Thomson și-a propus modelul atomului. Principalele prevederi ale teoriei s-au rezumat la faptul că atomul era reprezentat ca un corp încărcat pozitiv, în interiorul căruia se aflau electroni cu sarcină negativă. Această teorie a fost ulterior respinsă de E. Rutherford.

Orez. 2. Modelul lui Thomson al atomului.

Tot în 1904, fizicianul japonez H. Nagaoka a propus un model planetar timpuriu al atomului prin analogie cu planeta Saturn. Conform acestei teorii, electronii sunt uniți în inele și se rotesc în jurul unui nucleu încărcat pozitiv. Această teorie s-a dovedit a fi greșită.

În 1911, E. Rutherford, după ce a efectuat o serie de experimente, a ajuns la concluzia că atomul este similar ca structură cu un sistem planetar. La urma urmei, electronii, ca și planetele, se mișcă pe orbite în jurul unui nucleu greu, încărcat pozitiv. Cu toate acestea, această descriere a contrazis electrodinamica clasică. Atunci fizicianul danez Niels Bohr a introdus în 1913 postulate, a căror esență era că un electron, aflat în unele stări speciale, nu emite energie. Astfel, postulatele lui Bohr au arătat că mecanica clasică nu este aplicabilă atomilor. Modelul planetar descris de Rutherford și completat de Bohr a fost numit modelul planetar Bohr-Rutherford.

Orez. 3. Modelul planetar Bohr-Rutherford.

Studiul suplimentar al atomului a dus la crearea unei astfel de secțiuni precum mecanica cuantică, cu ajutorul căreia au fost explicate multe fapte științifice. Idei moderne despre atom dezvoltate din modelul planetar Bohr-Rutherford. Evaluarea raportului

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 648.

După cum știți, tot materialul din Univers este format din atomi. Un atom este cea mai mică unitate de materie care își poartă proprietățile. La rândul său, structura atomului este alcătuită dintr-o trinitate magică de microparticule: protoni, neutroni și electroni.

Mai mult, fiecare dintre microparticule este universală. Adică nu poți găsi doi protoni, neutroni sau electroni diferiți în lume. Toate sunt absolut asemănătoare între ele. Și proprietățile atomului vor depinde doar de compoziția cantitativă a acestor microparticule din structura globală a atomului.

De exemplu, structura unui atom de hidrogen constă dintr-un proton și un electron. Următorul cel mai complex atom, heliul, este format din doi protoni, doi neutroni și doi electroni. Atom de litiu - format din trei protoni, patru neutroni și trei electroni etc.

Atomii se combină pentru a forma molecule, iar moleculele se combină pentru a forma substanțe, minerale și organisme. Molecula de ADN, care stă la baza tuturor ființelor vii, este o structură asamblată din aceleași trei cărămizi magice ale universului ca piatra care se află pe drum. Deși această structură este mult mai complexă.

Și mai multe fapte uimitoare sunt dezvăluite atunci când încercăm să aruncăm o privire mai atentă asupra proporțiilor și structurii sistemului atomic. Se știe că un atom este format dintr-un nucleu și electroni care se mișcă în jurul lui de-a lungul unei traiectorii care descrie o sferă. Adică nici nu poate fi numită mișcare în sensul obișnuit al cuvântului. Mai degrabă, electronul este situat peste tot și imediat în această sferă, creând un nor de electroni în jurul nucleului și formând un câmp electromagnetic.

Nucleul unui atom este format din protoni și neutroni și aproape toată masa sistemului este concentrată în el. Dar, în același timp, nucleul în sine este atât de mic încât, dacă raza lui este mărită la o scară de 1 cm, atunci raza întregii structuri atomice va ajunge la sute de metri. Astfel, tot ceea ce percepem ca materie densă constă în mai mult de 99% din legăturile energetice dintre particulele fizice singure și mai puțin de 1% din formele fizice în sine.

Dar care sunt aceste forme fizice? Din ce sunt făcute și din ce material sunt? Pentru a răspunde la aceste întrebări, să aruncăm o privire mai atentă asupra structurilor protonilor, neutronilor și electronilor. Deci, coborâm încă o treaptă în adâncurile microlumii - la nivelul particulelor subatomice.

În ce constă un electron?

Cea mai mică particulă a unui atom este un electron. Un electron are masă, dar nu are volum. În conceptul științific, un electron nu constă din nimic, ci este un punct fără structură.

Un electron nu poate fi văzut la microscop. Este vizibil doar sub forma unui nor de electroni, care arată ca o sferă neclară în jurul nucleului atomic. În același timp, este imposibil să spunem cu exactitate unde se află electronul la un moment dat. Instrumentele sunt capabile să capteze nu particula în sine, ci doar urma sa de energie. Esența electronului nu este încorporată în conceptul de materie. Este mai degrabă ca o formă goală care există numai în mișcare și datorită mișcării.

Nicio structură în electron nu a fost încă descoperită. Este aceeași particulă punctuală ca o cuantă de energie. De fapt, un electron este energie, cu toate acestea, este o formă mai stabilă a acestuia decât cea reprezentată de fotonii luminii.

În prezent, electronul este considerat indivizibil. Acest lucru este de înțeles, deoarece este imposibil să împărțiți ceva care nu are volum. Cu toate acestea, teoria are deja evoluții conform cărora electronul conține o trinitate de cvasiparticule precum:

• Orbiton – conține informații despre poziția orbitală a electronului;
• Spinon – responsabil pentru rotire sau cuplu;
• Holon – transportă informații despre sarcina electronului.

Cu toate acestea, după cum vedem, cvasiparticulele nu au absolut nimic în comun cu materia și poartă doar informații.

Interesant este că un electron poate absorbi cuante de energie, cum ar fi lumina sau căldura. În acest caz, atomul se mută la un nou nivel de energie, iar granițele norului de electroni se extind. De asemenea, se întâmplă că energia absorbită de un electron este atât de mare încât poate sări din sistemul atomic și să își continue mișcarea ca o particulă independentă. În același timp, se comportă ca un foton al luminii, adică pare să înceteze să mai fie o particulă și începe să prezinte proprietățile unei unde. Acest lucru a fost dovedit într-un experiment.

Experimentul lui Jung

În timpul experimentului, un flux de electroni a fost direcționat către un ecran cu două fante tăiate în el. Trecând prin aceste fante, electronii s-au ciocnit cu suprafața altui ecran de proiecție, lăsându-și amprenta pe acesta. Ca urmare a acestui „bombardament” de electroni, pe ecranul de proiecție a apărut un model de interferență, similar cu cel care ar apărea dacă undele, dar nu particulele, ar trece prin două fante.

Acest model apare deoarece o undă care trece între două fante este împărțită în două valuri. Ca urmare a mișcării ulterioare, undele se suprapun unele pe altele, iar în unele zone sunt anulate reciproc. Rezultatul sunt multe linii pe ecranul de proiecție, în loc de doar una, așa cum ar fi cazul dacă electronul s-ar comporta ca o particulă.

Structura nucleului unui atom: protoni și neutroni

Protonii și neutronii formează nucleul unui atom. Și în ciuda faptului că miezul ocupă mai puțin de 1% din volumul total, în această structură este concentrată aproape întreaga masă a sistemului. Dar fizicienii sunt împărțiți în ceea ce privește structura protonilor și neutronilor, iar în acest moment există două teorii.

• Teoria nr. 1 - Standard

Modelul standard spune că protonii și neutronii sunt formați din trei quarci conectați printr-un nor de gluoni. Quarcii sunt particule punctiforme, la fel ca cuantele și electronii. Și gluonii sunt particule virtuale care asigură interacțiunea cuarcilor. Cu toate acestea, în natură nu s-au găsit niciodată nici quarci, nici gluoni, așa că acest model este supus unor critici severe.

• Teoria #2 - Alternativă

Dar, conform teoriei alternative a câmpului unificat, dezvoltată de Einstein, protonul, ca și neutronul, ca orice altă particulă a lumii fizice, este un câmp electromagnetic care se rotește cu viteza luminii.

Care sunt principiile structurii atomice?

Totul în lume - subțire și dens, lichid, solid și gazos - este doar stările energetice ale nenumăratelor câmpuri care pătrund în spațiul Universului. Cu cât nivelul de energie în câmp este mai mare, cu atât este mai subțire și mai puțin perceptibil. Cu cât nivelul de energie este mai scăzut, cu atât este mai stabil și mai tangibil. Structura atomului, precum și structura oricărei alte unități a Universului, constă în interacțiunea unor astfel de câmpuri - diferite ca densitate de energie. Se pare că materia este doar o iluzie a minții.

(Note de curs)

Structura atomului. Introducere.

Obiectul de studiu în chimie îl reprezintă elementele chimice și compușii acestora. Element chimic numită o colecție de atomi cu aceeași sarcină pozitivă. Atom- este cea mai mică particulă a unui element chimic care o păstrează Proprietăți chimice. Prin legarea între ei, atomii acelorași elemente sau ai diferitelor elemente formează particule mai complexe - molecule. O colecție de atomi sau molecule formează substanțe chimice. Fiecare substanță chimică individuală este caracterizată de un set de proprietăți fizice individuale, cum ar fi punctele de fierbere și de topire, densitatea, conductivitatea electrică și termică etc.

1. Structura atomică și Tabelul Periodic al Elementelor

DI. Mendeleev.

Cunoașterea și înțelegerea legilor ordinului de completare a Tabelului periodic al elementelor D.I. Mendeleev ne permite să înțelegem următoarele:

1. esența fizică a existenței anumitor elemente în natură,

2. natura valenței chimice a elementului,

3. capacitatea și „luminozitatea” unui element de a da sau accepta electroni atunci când interacționează cu un alt element;

4. natura legăturilor chimice pe care le poate forma un element dat atunci când interacționează cu alte elemente, structura spațială a moleculelor simple și complexe etc., etc.

Structura atomului.

Un atom este un microsistem complex de particule elementare aflate în mișcare și care interacționează între ele.

La sfârșitul secolului al XIX-lea și începutul secolului al XX-lea, s-a descoperit că atomii sunt formați din particule mai mici: neutroni, protoni și electroni. Ultimele două particule sunt particule încărcate, protonul poartă o sarcină pozitivă, electronul o sarcină negativă. Deoarece atomii unui element în starea fundamentală sunt neutri din punct de vedere electric, aceasta înseamnă că numărul de protoni dintr-un atom al oricărui element este egal cu numărul de electroni. Masa atomilor este determinată de suma maselor de protoni și neutroni, al căror număr este egal cu diferența dintre masa atomilor și numărul său de serie în sistemul periodic D.I. Mendeleev.

În 1926, Schrödinger a propus descrierea mișcării microparticulelor în atomul unui element folosind ecuația de undă derivată de el. Când se rezolvă ecuația de undă Schrödinger pentru atomul de hidrogen, apar trei numere cuantice întregi: n, ℓ Și m ℓ , care caracterizează starea electronului în spațiul tridimensional din câmpul central al nucleului. Numerele cuantice n, ℓ Și m ℓ iau valori întregi. Funcția de undă definită de trei numere cuantice n, ℓ Și m ℓ şi obţinută în urma rezolvării ecuaţiei Schrödinger se numeşte orbital. Un orbital este o regiune a spațiului în care este cel mai probabil să se găsească un electron, aparținând unui atom al unui element chimic. Astfel, rezolvarea ecuației Schrödinger pentru atomul de hidrogen duce la apariția a trei numere cuantice, a căror semnificație fizică este că ele caracterizează trei tipuri diferite de orbitali pe care îi poate avea atomul. Să aruncăm o privire mai atentă asupra fiecărui număr cuantic.

Numărul cuantic principal n poate lua orice valori întregi pozitive: n = 1,2,3,4,5,6,7... Caracterizează energia nivelului de electroni și dimensiunea „norului” de electroni. Este caracteristic că numărul numărului cuantic principal coincide cu numărul perioadei în care se află elementul.

Număr cuantic azimutal sau orbitalℓ poate lua valori întregi de la ℓ = 0….la n – 1 și determină momentul mișcării electronilor, adică formă orbitală. Pentru diferite valori numerice ale ℓ, se utilizează următoarea notație: ℓ = 0, 1, 2, 3 și sunt indicate prin simboluri s, p, d, f, respectiv pentru ℓ = 0, 1, 2 și 3. În tabelul periodic al elementelor nu există elemente cu număr de spin ℓ = 4.

Numărul cuantic magneticm ℓ caracterizează aranjarea spațială a orbitalilor electronilor și, în consecință, proprietățile electromagnetice ale electronului. Poate lua valori de la - ℓ la + ℓ , inclusiv zero.

Forma, sau mai precis, proprietățile de simetrie ale orbitalilor atomici depind de numerele cuantice ℓ Și m ℓ . „Nor electronic” corespunzător s- orbitalii au, au forma unei bile (in acelasi timp ℓ = 0).

Fig.1. orbital 1s

Orbitalii definiți de numerele cuantice ℓ = 1 și m ℓ = -1, 0 și +1 se numesc p-orbitali. Deoarece m ℓ are trei valori diferite, atomul are trei orbitali p echivalenti energetic (numărul cuantic principal pentru ei este același și poate avea valoarea n = 2,3,4,5,6 sau 7). Orbitalii p au simetrie axială și arată ca niște opturi tridimensionale, orientate de-a lungul axelor x, y și z într-un câmp extern (Fig. 1.2). De aici și originea simbolismului p x , p y și p z .

Fig.2. orbitalii p x, p y și p z

În plus, există orbitali atomici d- și f-, pentru primul ℓ = 2 și m ℓ = -2, -1, 0, +1 și +2, adică. cinci AO, pentru al doilea ℓ = 3 și m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 și +3, i.e. 7 SA.

A patra cuantă m s numit număr cuantic de spin, a fost introdus pentru a explica anumite efecte subtile în spectrul atomului de hidrogen de către Goudsmit și Uhlenbeck în 1925. Spinul unui electron este momentul unghiular al unei particule elementare încărcate a unui electron, a cărei orientare este cuantificată, adică limitată strict la anumite unghiuri. Această orientare este determinată de valoarea numărului cuantic magnetic de spin (s), care pentru electron este egal cu ½ , deci pentru electron conform regulilor de cuantizare m s = ± ½. În acest sens, la mulțimea de trei numere cuantice ar trebui să adăugăm numărul cuantic m s . Să subliniem încă o dată că patru numere cuantice determină ordinea construcției tabelului periodic al elementelor lui Mendeleev și să explicăm de ce există doar două elemente în prima perioadă, opt în a doua și a treia, 18 în a patra etc. Totuși, în pentru a explica structura atomilor cu mulți electroni, ordinea de umplere a nivelurilor electronice pe măsură ce sarcina pozitivă a atomului crește, nu este suficient să aveți o idee despre cele patru numere cuantice care „controlează” comportamentul electronilor atunci când umplerea orbitalilor de electroni, dar trebuie să cunoașteți câteva reguli mai simple, și anume, Principiul lui Pauli, regula lui Hund și regulile lui Kleczkowski.

Conform principiului Pauli În aceeași stare cuantică, caracterizată prin anumite valori a patru numere cuantice, nu poate exista mai mult de un electron. Aceasta înseamnă că un electron poate fi, în principiu, plasat în orice orbital atomic. Doi electroni pot fi în același orbital atomic numai dacă au numere cuantice de spin diferite.

Când umpleți trei p-AO, cinci d-AO și șapte f-AO cu electroni, unul ar trebui să fie ghidat, pe lângă principiul Pauli, de regula lui Hund: Umplerea orbitalilor unui subshell în starea fundamentală are loc cu electroni cu spin identici.

La umplerea subcociilor (p, d, f)valoarea absolută a sumei rotirilor trebuie să fie maximă.

regula lui Klechkovsky. Conform regulii lui Klechkovsky, la umplered Și ftrebuie respectat orbitalul electronilorprincipiul energiei minime. Conform acestui principiu, electronii din starea fundamentală ocupă orbitali cu niveluri minime de energie. Energia unui subnivel este determinată de suma numerelor cuanticen + ℓ = E .

Prima regulă a lui Klechkovsky: În primul rând, acele subniveluri pentru caren + ℓ = E minim.

A doua regulă a lui Klechkovsky: în caz de egalitaten + ℓ pentru mai multe subniveluri, subnivelul pentru care este completatn minim .

În prezent, sunt cunoscute 109 elemente.

2. Energia de ionizare, afinitatea electronică și electronegativitatea.

Cele mai importante caracteristici ale configurației electronice a unui atom sunt energia de ionizare (IE) sau potențialul de ionizare (IP) și afinitatea electronică a atomului (EA). Energia de ionizare este modificarea energiei în timpul îndepărtării unui electron dintr-un atom liber la 0 K: A = + + ē . Dependența energiei de ionizare de numărul atomic Z al unui element și de mărimea razei atomice are un caracter periodic pronunțat.

Afinitatea electronică (EA) este modificarea energiei care însoțește adăugarea unui electron la un atom izolat pentru a forma un ion negativ la 0 K: A + ē = A - (atomul și ionul sunt în starea lor fundamentală).În acest caz, electronul ocupă cel mai jos orbital atomic liber (LUAO) dacă VZAO este ocupat de doi electroni. SE depinde foarte mult de configurația lor electronică orbitală.

Modificările EI și SE se corelează cu modificările multor proprietăți ale elementelor și compușilor acestora, care este folosit pentru a prezice aceste proprietăți din valorile EI și SE. Halogenii au cea mai mare afinitate electronică absolută. În fiecare grupă a tabelului periodic al elementelor, potențialul de ionizare sau EI scade odată cu creșterea numărului de elemente, ceea ce este asociat cu o creștere a razei atomice și cu o creștere a numărului de straturi electronice și care se corelează bine cu o creștere a reducerii. puterea elementului.

Tabelul 1 din Tabelul periodic al elementelor arată valorile EI și SE în eV/per atom. Rețineți că valorile exacte ale SE sunt cunoscute doar pentru câțiva atomi, valorile lor sunt evidențiate în Tabelul 1.

tabelul 1

Prima energie de ionizare (EI), afinitatea electronică (EA) și electronegativitatea χ) a atomilor din tabelul periodic.

χ – electronegativitatea după Pauling

r- raza atomică, (din „Cursele de laborator și seminarii de chimie generală și anorganică”, N.S. Akhmetov, M.K. Azizova, L.I. Badygina)

Conținutul articolului

STRUCTURA ATOMICA, ramură a fizicii care studiază structura internă a atomilor. Atomii, considerati inițial a fi indivizibili, sunt sisteme complexe. Au un nucleu masiv de protoni și neutroni, în jurul căruia electronii se mișcă în spațiul gol. Atomii sunt foarte mici - dimensiunile lor sunt de aproximativ 10 –10 –10 –9 m, iar dimensiunile nucleului sunt încă de aproximativ 100.000 de ori mai mici (10 –15 –10 –14 m). Prin urmare, atomii pot fi „văzuți” doar indirect, într-o imagine cu o mărire foarte mare (de exemplu, folosind un proiector cu emisie de câmp). Dar nici în acest caz atomii nu pot fi văzuți în detaliu. Cunoștințele noastre despre structura lor internă se bazează pe o cantitate imensă de date experimentale, care susțin indirect, dar convingător, cele de mai sus.

Ideile despre structura atomului s-au schimbat radical în secolul al XX-lea. influențate de idei teoretice noi și date experimentale. Există încă întrebări nerezolvate în descrierea structurii interne a nucleului atomic, care fac obiectul unor cercetări intense. Următoarele secțiuni conturează istoria dezvoltării ideilor despre structura atomului în ansamblu; Un articol separat este dedicat structurii nucleului (STRUCTURA NUCLEIULUI ATOMIC), deoarece aceste idei s-au dezvoltat în mare măsură independent. Energia necesară studierii învelișurilor exterioare ale unui atom este relativ mică, de ordinul energiei termice sau chimice. Din acest motiv, electronii au fost descoperiți experimental cu mult înainte de descoperirea nucleului.

Nucleul, în ciuda dimensiunilor sale mici, este foarte puternic legat, deci poate fi distrus și studiat doar cu ajutorul unor forțe de milioane de ori mai intense decât forțele care acționează între atomi. Progresul rapid în înțelegerea structurii interne a nucleului a început abia odată cu apariția acceleratorilor de particule. Această diferență uriașă de dimensiune și energie de legare este cea care ne permite să luăm în considerare structura atomului ca un întreg separat de structura nucleului.

Pentru a vă face o idee despre dimensiunea unui atom și spațiul gol pe care îl ocupă, luați în considerare atomii care alcătuiesc o picătură de apă cu diametrul de 1 mm. Dacă măriți mental această picătură la dimensiunea Pământului, atunci atomii de hidrogen și oxigen incluși în molecula de apă vor avea un diametru de 1-2 m. Cea mai mare parte a masei fiecărui atom este concentrată în miezul său, diametrul din care a fost doar 0,01 mm .

ATOMUL ÎN ANTREG

Istoria apariției celor mai generale idei despre atom datează de obicei din vremea filozofului grec Democrit (c. 460 - c. 370 î.Hr.), care s-a gândit mult la cele mai mici particule în care ar putea fi împărțită orice substanță. . Un grup de filozofi greci care credeau că astfel de particule minuscule indivizibile există au fost numiți atomiști. Filosoful grec Epicur (c. 342–270 î.Hr.) a acceptat teoria atomică, iar în secolul I î.Hr. unul dintre adepții săi, poetul și filozoful roman Lucretius Carus, a subliniat învățăturile lui Epicur în poemul „Despre natura lucrurilor”, datorită căruia a fost păstrat pentru generațiile următoare. Aristotel (384–322 î.Hr.), unul dintre cei mai mari oameni de știință ai antichității, nu a acceptat teoria atomică, iar opiniile sale despre filosofie și știință au predominat ulterior în gândirea medievală. Teoria atomistă nu părea să existe până la sfârșitul Renașterii, când raționamentul filosofic pur speculativ a fost înlocuit de experiment.

În timpul Renașterii, cercetările sistematice au început în domeniile numite acum chimie și fizică, aducând cu sine noi perspective asupra naturii „particulelor indivizibile”. R. Boyle (1627–1691) și I. Newton (1643–1727) și-au bazat raționamentul pe ideea existenței particulelor indivizibile de materie. Cu toate acestea, nici Boyle, nici Newton nu au avut nevoie de o teorie atomică detaliată pentru a explica fenomenele care i-au interesat, iar rezultatele experimentelor lor nu au dezvăluit nimic nou despre proprietățile „atomilor”.

legile lui Dalton.

Prima fundamentare cu adevărat științifică a teoriei atomice, care a demonstrat în mod convingător raționalitatea și simplitatea ipotezei că fiecare element chimic constă din cele mai mici particule, a fost lucrarea profesorului de matematică J. Dalton (1766–1844), al cărui articol. dedicat acestei probleme a apărut în 1803 .

Dalton a studiat proprietățile gazelor, în special raportul dintre volumele de gaze care au reacționat pentru a forma un compus chimic, de exemplu, în formarea apei din hidrogen și oxigen. El a stabilit că rapoartele cantităților reacționate de hidrogen și oxigen sunt întotdeauna rapoarte de numere întregi mici. Astfel, când se formează apă (H 2 O ), 2,016 g de hidrogen gazos reacţionează cu 16 g de oxigen, iar când se formează peroxid de hidrogen (H 2 O 2), 32 g de oxigen gazos reacţionează cu 2,016 g de hidrogen. Masele de oxigen care reacționează cu aceeași masă de hidrogen pentru a forma acești doi compuși sunt legate între ele ca numere mici:

Pe baza unor astfel de rezultate, Dalton și-a formulat „legea raporturilor multiple”. Conform acestei legi, dacă două elemente se combină în proporții diferite pentru a forma compuși diferiți, atunci masele unuia dintre elemente combinate cu aceeași cantitate din al doilea element sunt legate ca numere întregi mici. Conform celei de-a doua legi a lui Dalton, „legea rapoartelor constante”, în orice compus chimic raportul dintre masele elementelor sale constitutive este întotdeauna același. O mare cantitate de date experimentale, referitoare nu numai la gaze, ci și la lichide și compuși solizi, a fost colectată de J. Berzelius (1779–1848), care a făcut măsurători precise ale maselor de reacție ale elementelor pentru mulți compuși. Datele sale au confirmat legile formulate de Dalton și au demonstrat în mod convingător că fiecare element are cea mai mică unitate de masă.

Postulatele atomice ale lui Dalton au avut avantajul față de raționamentul abstract al atomiștilor greci antici că legile sale făceau posibilă explicarea și relaționarea rezultatelor experimentelor reale, precum și prezicerea rezultatelor unor noi experimente. El a postulat că 1) toți atomii aceluiași element sunt identici în toate privințele, în special, masele lor sunt aceleași; 2) atomii diferitelor elemente au proprietăți diferite, în special, masele lor sunt diferite; 3) un compus, spre deosebire de un element, conține un anumit număr întreg de atomi din fiecare dintre elementele sale constitutive; 4) în reacțiile chimice, poate apărea o redistribuire a atomilor, dar nici un atom nu este distrus sau creat din nou. (De fapt, după cum sa dovedit la începutul secolului al XX-lea, aceste postulate nu sunt strict îndeplinite, deoarece atomii aceluiași element pot avea mase diferite, de exemplu, hidrogenul are trei astfel de varietăți, numite izotopi; în plus, atomii poate suferi transformări radioactive și chiar să se prăbușească complet, dar nu în reacțiile chimice considerate de Dalton.) Pe baza acestor patru postulate, teoria atomică a lui Dalton a oferit cea mai simplă explicație a legilor rapoartelor constante și multiple.

Deși legile lui Dalton stau la baza întregii chimie, ele nu determină dimensiunile și masele reale ale atomilor. Nu spun nimic despre numărul de atomi conținuti într-o anumită masă a unui element sau compus. Moleculele substanțelor simple sunt prea mici pentru a fi cântărite individual, așa că trebuie folosite metode indirecte pentru a determina masele atomilor și moleculelor.

numărul lui Avogadro.

În 1811, A. Avogadro (1776–1856) a prezentat o ipoteză care a simplificat foarte mult analiza modului în care compușii sunt formați din elemente și a stabilit distincția dintre atomi și molecule. Ideea lui a fost că volume egale de gaze la aceeași temperatură și presiune conțin același număr de molecule. În principiu, un indiciu în acest sens poate fi găsit în lucrarea anterioară a lui J. Gay-Lussac (1778–1850), care a stabilit că raportul dintre volumele elementelor gazoase care intră într-o reacție chimică este exprimat în numere întregi, deși diferite. din raporturile de masă obţinute de Dalton. De exemplu, 2 litri de hidrogen gazos (molecule H 2 ), combinându-se cu 1 litru de oxigen gazos (molecule O 2 ), formează 1 litru de vapori de apă (molecule H 2 O).

Numărul adevărat de molecule dintr-un anumit volum de gaz este extrem de mare și până în 1865 nu a putut fi determinat cu o acuratețe acceptabilă. Cu toate acestea, deja pe vremea lui Avogadro, au fost făcute estimări aproximative pe baza teoriei cinetice a gazelor. O unitate foarte convenabilă pentru măsurarea cantității de substanță este molul, adică. cantitatea unei substanțe în care există atâtea molecule câte atomi sunt în 0,012 kg din cel mai comun izotop al carbonului 12 C. Un mol de gaz ideal în condiții normale (n.s.), adică. temperatura și presiunea standard, ocupă un volum de 22,4 litri. Numărul lui Avogadro este numărul total de molecule dintr-un mol de substanță sau din 22,4 litri de gaz în condiții ambientale. Alte metode, cum ar fi radiografia, dau numărul Avogadro N 0 valori mai precise decât cele obținute pe baza teoriei cinetice. Valoarea acceptată în prezent este de 6,0221367×10 23 de atomi (molecule) într-un mol. În consecință, 1 litru de aer conține aproximativ 3×10 22 molecule de oxigen, azot și alte gaze.

Rolul important al numărului lui Avogadro pentru fizica atomică se datorează faptului că permite determinarea masei și dimensiunilor aproximative ale unui atom sau moleculă. Deoarece masa a 22,4 litri de H2 gazos este de 2,016×10 –3 kg, masa unui atom de hidrogen este de 1,67×10 –27 kg. Dacă presupunem că într-un corp solid atomii sunt situați aproape unul de celălalt, atunci numărul lui Avogadro ne va permite să estimăm aproximativ raza r, să zicem, atomi de aluminiu. Pentru aluminiu, 1 mol este egal cu 0,027 kg, iar densitatea este de 2,7H103 kg/m3. În acest caz avem

Unde r» 1,6×10 –10 m Astfel, primele estimări ale numărului lui Avogadro au dat o idee despre dimensiunile atomice.

Descoperirea electronului.

Datele experimentale legate de formarea compușilor chimici au confirmat existența particulelor „atomice” și au făcut posibilă evaluarea dimensiunii și masei mici a atomilor individuali. Cu toate acestea, structura reală a atomilor, inclusiv existența unor particule și mai mici care alcătuiesc atomii, a rămas neclară până la descoperirea electronului de către J. J. Thomson în 1897. Până atunci, atomul era considerat indivizibil și diferențele dintre proprietățile chimice ale diferitelor elemente. nu avea nicio explicație. Chiar înainte de descoperirea lui Thomson, au fost efectuate o serie de experimente interesante în care alți cercetători au studiat curentul electric în tuburi de sticlă umplute cu gaz la presiuni scăzute. Astfel de tuburi, numite tuburi Geissler după suflatorul german de sticlă G. Geissler (1815–1879), care a început pentru prima dată să le producă, au emis o strălucire strălucitoare atunci când sunt conectate la înfășurarea de înaltă tensiune a unei bobine de inducție. Aceste descărcări electrice au devenit interesate de W. Crookes (1832–1919), care a stabilit că natura descărcării în tub se modifică în funcție de presiune, iar descărcarea dispare complet la vid înalt. Studiile ulterioare ale lui J. Perrin (1870–1942) au arătat că „razele catodice” care provoacă strălucirea sunt particule încărcate negativ care se mișcă în linie dreaptă, dar pot fi deviate de un câmp magnetic. Cu toate acestea, sarcina și masa particulelor au rămas necunoscute și nu era clar dacă toate particulele negative erau aceleași.

Marele merit al lui Thomson a fost dovada că toate particulele care formează raze catodice sunt identice între ele și fac parte din materie. Folosind un tip special de tub de descărcare prezentat în Fig. 1, Thomson a măsurat viteza și raportul încărcare-masă a particulelor de raze catodice, numite mai târziu electroni. Electronii au zburat din catod sub influența unei descărcări de înaltă tensiune în tub. Prin deschideri DȘi E Au trecut doar cei care zburau de-a lungul axei tubului.

În modul normal, acești electroni lovesc centrul ecranului luminiscent. (Tubul lui Thomson a fost primul „tub catodic” cu un ecran, un precursor al tubului de imagine de televiziune.) Tubul conținea, de asemenea, o pereche de plăci de condensatoare electrice care, atunci când sunt alimentate, puteau devia electronii. Energie electrică F E, acționând în baza acuzației e din câmpul electric E, este dat de expresia

F E = eE.

În plus, un câmp magnetic ar putea fi creat în aceeași zonă a tubului folosind o pereche de bobine purtătoare de curent, capabile să devieze electronii în direcția opusă. Forta F H, acționând din câmpul magnetic H, proporțional cu intensitatea câmpului, viteza particulei vși sarcina ei e:

F H = Hev.

Thomson a ajustat câmpurile electrice și magnetice astfel încât deviația totală a electronilor să fie zero, adică. fasciculul de electroni a revenit în poziția inițială. Întrucât în ​​acest caz ambele forţe F EȘi F H sunt egale, viteza electronilor este dată de

v = E/H.

Thomson a descoperit că această viteză depinde de tensiunea de pe tub Vși că energia cinetică a electronilor mv 2/2 este direct proporțională cu această tensiune, adică. mv 2 /2 = eV. (De aici termenul „electron-volt” pentru energia dobândită de o particulă cu sarcina egală cu cea a unui electron atunci când este accelerată de o diferență de potențial de 1 V.) Combinând această ecuație cu expresia vitezei electronului, el a găsit raportul sarcină-masă:

Aceste experimente au făcut posibilă determinarea relației e/m pentru un electron și a dat o valoare aproximativă a sarcinii e. Exact valoare e a fost măsurat de R. Milliken, care în experimentele sale s-a asigurat că picăturile încărcate de ulei atârnă în aer între plăcile unui condensator. În prezent, caracteristicile electronului sunt cunoscute cu mare precizie:

Experimentele lui Thomson au arătat că electronii din descărcări electrice pot apărea din orice substanță. Deoarece toți electronii sunt la fel, elementele trebuie să difere doar prin numărul de electroni. În plus, valoarea mică a masei electronilor a indicat că masa atomului nu era concentrată în ei.

Spectrograful de masă Thomson.

În curând, partea rămasă a atomului cu sarcină pozitivă a putut fi observată folosind același tub de descărcare, deși modificat, care a făcut posibilă deschiderea electronului. Deja primele experimente cu tuburi de descărcare au arătat că, dacă un catod cu o gaură este plasat în mijlocul tubului, particulele încărcate pozitiv trec prin „canalul” din catod, provocând ecranul fluorescent situat la capătul opus al tubului. de la anod la strălucire. Aceste „fasciuri de canal” pozitive au fost, de asemenea, deviate de câmpul magnetic, dar în direcția opusă electronilor.

Thomson a decis să măsoare masa și sarcina acestor noi fascicule, folosind, de asemenea, câmpuri electrice și magnetice pentru a devia particulele. Instrumentul său pentru studierea razelor pozitive, „spectrograful de masă”, este prezentat schematic în Fig. 2. Este diferit de dispozitivul prezentat în Fig. 1, prin faptul că câmpurile electrice și magnetice deviază particulele în unghi drept unul față de celălalt și, prin urmare, nu se poate obține deviația „zero”. Atomii încărcați pozitiv pe calea dintre anod și catod pot pierde unul sau mai mulți electroni și, din acest motiv, pot fi accelerați la diferite energii. Atomii de același tip cu aceeași sarcină și masă, dar cu o oarecare răspândire în viteze finale, vor desena o linie curbă (segment de parabolă) pe un ecran luminiscent sau pe o placă fotografică. În prezența atomilor cu mase diferite, atomii mai grei (cu aceeași sarcină) se vor abate mai puțin de la axa centrală decât cei mai ușori. În fig. Figura 3 prezintă o fotografie a parabolelor obținute pe un spectrograf de masă Thomson. Cea mai îngustă parabolă corespunde celui mai greu atom ionizat individual (atomul de mercur), din care un electron a fost eliminat. Cele mai largi două parabole corespund hidrogenului, una atomică H+, iar cealaltă moleculară H2+, ambele fiind ionizate individual. În unele cazuri se pierd două, trei sau chiar patru încărcături, dar nu s-a observat niciodată ca hidrogenul atomic să fie ionizat de mai multe ori. Această împrejurare a fost primul indiciu că atomul de hidrogen are un singur electron, adică. este cel mai simplu dintre atomi.

Alte dovezi ale structurii complexe a atomului.

În același timp în care Thomson și alții experimentau cu raze catodice, descoperirea razelor X și a radioactivității a adus dovezi suplimentare ale structurii complexe a atomului. În 1895, V. Roentgen (1845–1923) a descoperit accidental radiații misterioase („ X-razele"), pătrunzând prin hârtia neagră cu care a înfășurat tubul Crookes în timp ce examina regiunea verde luminiscentă a descărcării electrice. X-razele au provocat strălucirea unui ecran de la distanță acoperit cu platinocianură de bariu cristalină. Roentgen a constatat că diferite substanțe de grosimi diferite introduse între ecran și tub au slăbit strălucirea, dar nu au stins-o complet. Acest lucru a indicat o capacitate de penetrare extrem de mare X-razele. Razele X au stabilit, de asemenea, că aceste raze se propagă rectiliniu și nu sunt deviate de câmpurile electrice și magnetice. Apariția unei astfel de radiații invizibile și pătrunzătoare din bombardarea cu electroni a diferitelor materiale a fost ceva complet nou. Se știa că lumina vizibilă din tuburile Geissler consta din „linii spectrale” individuale cu lungimi de undă specifice și, prin urmare, era asociată cu „vibrații” atomilor care aveau frecvențe discrete. O caracteristică esențială a noii radiații, care o deosebea de spectre optice, pe lângă capacitatea sa mare de penetrare, a fost aceea că spectrele optice ale elementelor cu un număr în creștere succesiv de electroni erau complet diferite unele de altele, în timp ce spectrele X-razele s-au schimbat foarte putin de la element la element.

O altă descoperire legată de structura atomică a fost aceea că atomii unor elemente pot emite spontan radiații. Acest fenomen a fost descoperit în 1896 de A. Becquerel (1852–1908). Becquerel a descoperit radioactivitatea folosind săruri de uraniu în timp ce studia luminescența sărurilor sub influența luminii și relația acesteia cu luminescența sticlei dintr-un tub cu raze X. Într-unul dintre experimente, s-a observat înnegrirea unei plăci fotografice, învelite în hârtie neagră și situată lângă sarea de uraniu în întuneric complet. Această descoperire accidentală a stimulat o căutare intensă pentru alte exemple de radioactivitate naturală și experimente pentru a determina natura radiației emise. În 1898, P. Curie (1859–1906) și M. Curie (1867–1934) au descoperit încă două elemente radioactive - poloniul și radiul. E. Rutherford (1871–1937), după ce a studiat capacitatea de penetrare a radiațiilor de uraniu, a arătat că există două tipuri de radiații: radiații foarte „moale”, care sunt ușor absorbite de substanță și pe care Rutherford le-a numit raze alfa și mai pătrunzătoare. radiații, pe care le-a numit raze beta. Razele beta s-au dovedit a fi identice cu electronii obișnuiți, sau „razele catodice”, care apar în tuburile cu descărcare. După cum sa dovedit, razele alfa au aceeași sarcină și masă ca atomii de heliu, lipsiți de doi dintre electronii lor. Al treilea tip de radiație, numită raze gamma, s-a dovedit a fi similar cu X-razele, dar avea o putere de pătrundere şi mai mare.

Toate aceste descoperiri au arătat clar că atomul nu este „indivizibil”. Nu numai că este alcătuit din părți mai mici (electroni și particule pozitive mai grele), dar acestea și alte subparticule par să fie emise spontan în timpul dezintegrarii radioactive a elementelor grele. În plus, atomii nu numai că emit radiații în regiunea vizibilă la frecvențe discrete, dar pot deveni și atât de excitați încât încep să emită radiații electromagnetice „mai dure”, și anume X-razele.

Modelul lui Thomson al atomului.

J. Thomson, care a adus o contribuție uriașă la studiul experimental al structurii atomului, a căutat să găsească un model care să explice toate proprietățile sale cunoscute. Deoarece fracția predominantă a masei unui atom este concentrată în partea sa încărcată pozitiv, el a presupus că atomul este o distribuție sferică de sarcină pozitivă cu o rază de aproximativ 10 -10 m, iar pe suprafața lui se află electroni ținuți de elastic. forţe care le permit să oscileze (fig. 4). Sarcina negativă netă a electronilor anulează exact sarcina pozitivă, astfel încât atomul este neutru din punct de vedere electric. Electronii sunt pe sferă, dar pot efectua oscilații armonice simple în raport cu poziția de echilibru. Astfel de oscilații pot apărea numai la anumite frecvențe, care corespund liniilor spectrale înguste observate în tuburile cu descărcare în gaz. Electronii pot fi scoși din pozițiile lor destul de ușor, rezultând „ioni” încărcați pozitiv care alcătuiesc „fasciurile de canal” în experimentele cu spectrograful de masă. X-razele corespund tonurilor foarte înalte ale vibraţiilor fundamentale ale electronilor. Particulele alfa produse în timpul transformărilor radioactive fac parte din sfera pozitivă, eliminate din ea ca urmare a unei rupturi energetice a atomului.

Cu toate acestea, acest model a ridicat o serie de obiecții. Una dintre ele s-a datorat faptului că, așa cum au descoperit spectroscopiștii care au măsurat liniile de emisie, frecvențele acestor linii nu sunt simpli multipli ai frecvenței celei mai joase, așa cum ar trebui să fie cazul în cazul oscilațiilor periodice de sarcină. În schimb, se apropie unul de celălalt pe măsură ce frecvența crește, ca și cum s-ar apropia de o limită. Deja în 1885, I. Balmer (1825–1898) a reușit să găsească o formulă empirică simplă care să conecteze frecvențele liniilor din partea vizibilă a spectrului hidrogenului:

Unde n- frecvență, c– viteza luminii (3×10 8 m/s), n– un număr întreg și RH- un anumit factor constant. Conform acestei formule, într-o serie dată de linii spectrale de hidrogen nu ar trebui să existe linii cu o lungime de undă l mai puțin de 364,56 nm (sau frecvențe mai mari) corespunzătoare n= Ґ. Acesta s-a dovedit a fi cazul și aceasta a devenit o obiecție serioasă față de modelul atomic al lui Thomson, deși s-au făcut încercări de a explica discrepanța prin diferența dintre forțele elastice de restabilire pentru diferiți electroni.

Pe baza modelului atomic al lui Thomson, a fost, de asemenea, extrem de dificil de explicat emisia de raze X sau radiații gamma de către atomi.

Dificultățile în modelul atomic al lui Thomson au fost cauzate și de atitudine e/m sarcină în masă pentru atomii care și-au pierdut electronii („razele canal”). Cel mai simplu atom este un atom de hidrogen cu un electron și o sferă relativ masivă care poartă o sarcină pozitivă. Mult mai devreme, în 1815, W. Prout a sugerat că toți atomii mai grei constau din atomi de hidrogen și ar fi de înțeles dacă masa atomului ar crește proporțional cu numărul de electroni. Cu toate acestea, măsurătorile au arătat că raportul sarcină-masă nu este același pentru diferite elemente. De exemplu, masa unui atom de neon este de aproximativ 20 de ori masa unui atom de hidrogen, în timp ce sarcina este de numai 10 unități de sarcină pozitivă (un atom de neon are 10 electroni). Situația era ca și cum sarcina pozitivă ar avea o masă variabilă sau ar fi într-adevăr 20 de electroni, dar 10 dintre ei se aflau în interiorul sferei.

Experimentele lui Rutherford privind împrăștierea.

Apoi a apărut o altă dificultate. În 1903, F. Lenard (1862–1947) a efectuat experimente cu trecerea unui fascicul de electroni rapizi prin folii subțiri de metal. În modelul atomic al lui Thomson, aproape tot spațiul este umplut cu materie (partea încărcată pozitiv a atomului) și, prin urmare, s-ar crede că doar foarte puțini electroni ar fi capabili să pătrundă în folie. Lenard a descoperit că aproape toți electronii trec prin folie. Deși experimentul a avut dificultăți din cauza masei mici a particulelor de bombardare, Lenard a emis ipoteza că masa atomului era concentrată în „dinamidă” - regiunea sa centrală, mult mai mică decât se aștepta.

Experimentul decisiv, care a schimbat complet înțelegerea structurii spațiale a atomului, a fost realizat de E. Rutherford și colaboratorii săi H. Geiger (1882–1945) și E. Marsden (1889–1970). În loc de electroni, au folosit particule alfa, pentru că... Datorită masei lor mai mari (de 7350 de ori masa unui electron), aceste particule nu suferă o deviație vizibilă atunci când se ciocnesc cu electronii atomici, ceea ce permite detectarea doar a ciocnirilor cu partea pozitivă a atomului. Radiul a fost luat ca sursă de particule alfa, iar particulele care au fost împrăștiate într-o folie metalică subțire, cum ar fi aurul, au fost înregistrate prin fulgerări de „scintilare” pe un ecran de sulfură de zinc situat într-o cameră întunecată. Schema experimentală este prezentată în Fig. 5.

Conform modelului lui Thomson, practic toate particulele alfa ar ajunge într-un unghi foarte mic față de direcția lor inițială, deoarece de cele mai multe ori ar trece printr-o regiune cu sarcină pozitivă aproape uniform distribuită. Deși rezultatele lui Rutherford au fost în concordanță cu distribuția așteptată în regiunea abaterilor mici, au fost înregistrate foarte multe abateri la unghiuri mult mai mari decât cele prezise de modelul atomic al lui Thomson. Astfel de abateri mari ar putea fi explicate doar prin faptul că „nucleul” pozitiv al unui atom este mult mai mic decât dimensiunea structurii sale electronice și, prin urmare, particulele alfa se pot apropia foarte mult de acest mic nucleu pozitiv, întâmpinând forțe Coulomb foarte mari. . Experimentele lui Rutherford au arătat în mod convingător că întregul atom, cu excepția unui nucleu masiv foarte mic, sau „nucleu”, așa cum se așteptase Lenard, era aproape complet gol. Pe baza datelor experimentale pe care le-a obținut, Rutherford a concluzionat că diametrul nucleului unui atom de aur nu era mai mare de 6×10–15 m, o valoare destul de apropiată de cea modernă.

Rutherford a reușit, pur și simplu considerând nucleul ca un centru punctual de împrăștiere și bazându-se doar pe electrostatică și mecanica newtoniană, să obțină o formulă pentru distribuția unghiulară a particulelor împrăștiate. Între o particulă alfa cu masă M si incarca 2 e, Unde e– sarcina electronului, iar nucleul cu sarcina Ze, Unde Z– numărul atomic al elementului din care este compusă substanța de împrăștiere acționează forța de repulsie electrostatică 2; Ze 2 /r 2 unde r- distanta dintre incarcari. Colţ j, la care are loc împrăștierea, depinde de parametrul de coliziune p, adică distanța minimă la care o particulă ar trece de nucleu dacă nu ar fi deviată.

După cum se poate observa din fig. 6, cel mai mare unghi de deviere corespunde celui mai mic parametru de coliziune. Fracție de particule alfa deviată de un unghi jși mai mult, este dat de expresia

Unde n– numărul de atomi în 1 cm 3, t- grosimea foliei, MȘi v– masa și viteza particulei alfa și Z– sarcina nucleara. Această lege de împrăștiere Rutherford este mai des scrisă ca o fracțiune de particule df, care se împrăștie într-un unghi solid dwîn gama de unghiuri de la j inainte de j + dj:

Aceste expresii au fost confirmate cantitativ pentru o gamă largă de unghiuri și diferite materiale de împrăștiere și au făcut posibilă măsurarea sarcinii nucleare.

Modelul rutherfordian, sau nuclear, al atomului, înlocuind modelul thomsonian, a fost un pas important către crearea mecanicii cuantice. Experimentele detaliate efectuate de Geiger și Marsden în 1913 nu au lăsat nicio umbră de îndoială că imaginea unui atom cu un mic nucleu masiv în centrul unei structuri electronice de dimensiuni mult mai mari este corectă nu numai calitativ, ci și cantitativ. Unele detalii preluate din modelul lui Thomson, cum ar fi existența electronilor în nucleu, au fost de asemenea eliminate mai târziu.

teoria cuantică a lui Bohr.

N. Bohr (1885–1962) a lucrat cu Rutherford în 1912–1913 când conducea experimente de împrăștiere și s-a întors la Copenhaga în 1913 cu multe idei noi. O serie de fenomene au necesitat explicații, în plus față de cele descoperite tocmai în experimentele de împrăștiere „nucleară”. Acum, după ce modelul Thomson al atomului fusese respins, liniile spectrale înguste și discrete din radiația tuburilor cu descărcare și modelele empirice ale frecvențelor lor păreau și mai puțin clare.

A mai existat un efect atomic, descoperit în 1887 de G. Hertz (1857–1894), și anume efectul fotoelectric. Esența sa este că lumina care cade pe o suprafață metalică proaspăt curățată scoate electroni din ea dacă frecvența luminii este suficient de mare. Fiecare metal are propria frecvență de prag. Experimentele au arătat că câmpul electrostatic de frânare, care reduce curentul fotoelectronului la zero, nu depinde de intensitatea luminii, ci depinde de lungimea de undă a acesteia. Teoria electromagnetică, conform căreia lumina sunt unde electromagnetice, nu a putut explica acest lucru, deoarece conform acestei teorii, pentru a emite un electron cu orice viteză, un atom are nevoie doar să absoarbă energie pentru o perioadă lungă de timp. În 1905, A. Einstein (1879–1955) a propus o explicație a efectului fotoelectric, care era pe deplin în concordanță cu datele experimentale, dar necesita o revizuire radicală a conceptului existent de lumină ca proces ondulatoriu. Einstein a propus că lumina transportă energie în unități numite fotoni sau cuante de lumină, energia lor dată de E = hn, Unde n este frecvența luminii și h– „Constanta lui Planck”, egală cu 6,626Х10 –34 JChs. Când un foton lovește suprafața metalului, își transferă toată energia unui electron. Deoarece electronul este legat de suprafață prin forțe electrostatice, are nevoie de energie pentru a scăpa W(„funcția de lucru”), iar restul energiei primite de electron este convertită în energia sa cinetică, adică. hn = W + 1 / 2 mv 2. Ipoteza lui Einstein a explicat de ce energia cinetică a fotoelectronilor depinde de frecvența luminii, iar numărul de electroni emisi depinde de intensitatea acesteia.

Așa cum se întâmplă adesea cu descoperirile științifice, s-a dovedit că ipoteza „cuantei” a lui Einstein se baza pe o teorie anterioară. M. Planck (1858–1947) a fost primul care a folosit ideea cuantizării pentru a explica compoziția spectrală observată a radiațiilor din corpurile încălzite. El a putut explica spectrul sugerând că oscilatorii armonici absorb și emit doar porțiuni discrete de energie. hn.

Bohr a aplicat cu brio ipoteza cuantică pentru a descrie orbitele electronilor din atomi și radiațiile acestora. El a respins ideea că electronii se comportă ca oscilatorii și, în schimb, și-a imaginat dinamica atomului ca mișcarea electronilor pe orbite în jurul nucleului, similar cu mișcarea planetelor pe orbite în jurul Soarelui. Forța de atracție electrostatică a unui electron de către nucleu este o forță centripetă care face ca electronul să se miște pe o orbită circulară de rază. r cu viteza v. În general, nuclee cu o sarcină Ze avem

Într-un astfel de câmp de forță (când forța este invers proporțională cu distanța până la centrul de greutate), energia cinetică a mișcării este întotdeauna egală cu - 1/2 din energia potențială:

și energia totală, adică suma energiilor cinetice și potențiale este egală cu:

Aceste relații decurg din legile obișnuite ale mecanicii și electrostaticii. Bohr, pe lângă acestea, a formulat următoarele postulate, care formează baza teoriei cuantice a atomului.

I. Sunt permise numai acele orbite circulare pentru care momentul unghiular este egal cu un număr întreg în unități ale constantei lui Planck împărțite la 2 p. (Momentul unghiular al corpului l, care se deplasează pe o orbită circulară, este egală cu produsul masei sale m pentru viteza vși raza orbitală r.) Prin urmare,

II. Deși, conform teoriei electromagnetice, orice particulă încărcată care se mișcă cu accelerație ar trebui să emită radiații, electronii nu emit radiații pe măsură ce se mișcă pe orbitele lor în interiorul unui atom. Radiația apare numai atunci când un electron se deplasează de pe o orbită cuantificată pe alta.

III. Frecvența acestei radiații este determinată de modificarea energiei totale, adică. diferența dintre energiile unui atom în starea inițială și finală:

hn = E 2 – E 1 .

Aceste condiții de cuantificare a energiei conduc la orbite discrete de electroni. Rezolvând ecuația (2) pentru viteză și înlocuind în (4), obținem

sau, dacă introduceți „raza Bohr” A 0 = h 2 /4p 2pe mine 2 "5,29Х10 –11 m,

În fig. Figura 7 prezintă primele șase orbite ale electronilor din atomul de hidrogen, corespunzătoare teoriei lui Bohr. Sunt prezentate și tranzițiile însoțite de emisia de linii spectrale discrete. Fiecare serie de linii spectrale poartă numele descoperitorului său; Dintre toate serialele, doar o parte din seria Balmer se află în regiunea vizibilă a spectrului.

În fig. Figura 8 arată cum arată liniile din seria Balmer pe o placă fotografică spectrograf. Este ușor de observat că liniile devin mai dense lângă limita seriei.

Energiile stărilor atomice corespunzătoare fiecărei valori întregi n, sunt de asemenea cuantificate:

Folosind al treilea postulat al lui Bohr și relația Cu = lnîntre viteză, lungime de undă și frecvență, se poate explica acum formula empirică găsită de Balmer pentru seria sa de linii:

pur și simplu ca un caz special al formulei lui Bohr. Cu ajutorul acestuia puteți calcula „constanta Rydberg” RH:

Sens RH, găsit de Balmer, avea 10967776 m–1; folosind valorile disponibile la momentul respectiv m, e, cȘi h, a primit Bohr RH= 1,03Х10 7 m –1. Sensul modern RH este 10979708 m–1. Astfel, acordul dintre teoria lui Bohr și experiment este destul de bun. Discrepanță în dimensiune RH explicată prin inexactitatea valorilor constantelor fundamentale m, e, c, h, pe care Bohr a folosit-o, precum și necesitatea de a lua în considerare o serie de corecții, dintre care cea principală este corecția pentru mișcarea nucleului ( vezi mai jos).

Astfel, Bohr a obținut un succes semnificativ cu teoria sa de la bun început, oferind nu doar o explicație calitativă, ci și cantitativă a liniilor spectrului hidrogenului și aplicând ideile lui Planck și Einstein despre cuante în teoria spectrelor optice.

În 1914, J. Frank (1882–1964) și G. Hertz (1887–1975) au confirmat experimental corectitudinea conceptului de cuantificare a nivelurilor de energie prin bombardarea atomilor de vapori de mercur cu electroni de energie cunoscută. Ei au măsurat energia pierdută de electroni atunci când sunt împrăștiate de atomii de mercur. Electronii cu energii sub un anumit prag nu au transferat deloc energie atomilor de mercur; dar, de îndată ce energia electronilor s-a dovedit a fi suficientă pentru a excita tranziția atomului de mercur la cel mai apropiat nivel cu o energie mai mare, electronii și-au transferat intens energia. Aceasta a fost o dovadă convingătoare a existenței unor niveluri de energie cuantificate.

Teoria lui Bohr a făcut posibilă și explicarea originii radiațiilor X ( X-raze): această radiație este emisă ca urmare a eliminării (de către un electron care bombardează un atom) a unui electron de pe orbita internă a unui atom: electronii din învelișurile exterioare ale atomului se deplasează în spațiul eliberat. Deoarece energia se schimbă mult mai mult decât în ​​timpul unei tranziții optice, radiația de raze X se dovedește a fi cu o lungime de undă mai scurtă decât lumina vizibilă și mai pătrunzătoare. Teoria lui Bohr a explicat nu numai liniile Balmer observate în partea vizibilă a spectrului, ci și alte serii de linii din regiunile ultraviolete (seria Lyman) și infraroșu (seria Paschen) care au fost detectate prin metode fotografice.

Deşi masa M Deoarece nucleul de hidrogen (proton) este mult mai mare decât masa electronului care se mișcă pe orbită în atom, ar fi incorect să presupunem că în acest model „dinamic” al atomului protonul este în repaus. După cum a subliniat A. Sommerfeld (1868–1951), datorită legilor conservării energiei și a impulsului, nucleul și electronul trebuie să se rotească față de centrul de masă comun cu aceeași viteză unghiulară (în timp ce nucleul este situat mult mai aproape de centrul de masă). Efectul acestei mișcări nucleare asupra energiei stărilor electronice poate fi luat în considerare prin simpla înlocuire a masei electronilor m„masă redusă”

Unde M este masa nucleului atomului în cauză. În cazul hidrogenului, valoarea m Mai puțin m la 1/1837. Cu toate acestea, acuratețea măsurătorilor spectroscopice este de așa natură încât o astfel de corecție îmbunătățește considerabil acordul dintre teorie și experiment.

O demonstrație spectaculoasă a posibilităților teoriei Bohr modificate pentru atomul de hidrogen a fost descoperirea „hidrogenului greu” (deuteriu) 2 H. Masa nucleului de deuteriu este aproape de două ori mai mare decât masa protonului și, deși deuteriul este doar 1 /4500 de hidrogen gazos obișnuit, prezența acestuia se manifestă în fotografii ale spectrului, realizate cu rezoluție înaltă, sub formă de linii foarte slabe, deplasate față de liniile principale din cauza diferențelor de mărime m. După ce F. Aston (1977–1945) a descoperit o discrepanță evidentă în masa atomică a hidrogenului în 1931, R. Burge (1887–1980) și D. Menzel au emis ipoteza existenței a două varietăți de hidrogen cu mase izotopice diferite. În 1932, G. Urey (1893–1981), J. Murphy și F. Brickwedde (1903–1989) au condus o serie de experimente în care spectrul hidrogenului a fost fotografiat folosind un rețele de difracție concavă cu o rază de 6,4 m au descoperit acolo linii slabe de deuteriu, unde au fost prezise (lungimea de undă corespunzătoare liniei H A, a fost deplasat cu 179,3 nm) și, preluând probe îmbogățite în izotopul greu, s-au obținut linii luminoase incontestabil.

Sommerfeld a dezvoltat în continuare teoria lui Bohr, subliniind că orbitele circulare sunt doar un caz special și că postulatele lui Bohr pot fi introduse și în cazul orbitelor eliptice. (La deplasarea pe o orbită eliptică, viteza, împreună cu cea azimutală, are și o componentă radială. În acest caz, mișcarea are loc într-un singur plan, iar centrul de greutate este situat la unul dintre focare.) Astfel, pentru impulsul generalizat p i sunt impuse două condiţii de cuantizare asociate cu „coordonate periodice”. q i. (Regiunea de variație a coordonatelor periodice se repetă cu o anumită perioadă; de exemplu, poziția unghiulară a unui electron față de nucleu reprezintă o coordonată periodică.) În general

Astfel, pentru ca orbita să existe, integrala impulsului asupra coordonatei de-a lungul perioadei trebuie să fie egală cu un număr întreg al constantelor lui Planck. Când se deplasează de-a lungul unei orbite eliptice, există două ecuații independente

Unde pijamale– azimutal și relatii cu publicul– impuls radial. (Impulsul radial relatii cu publicul este egal cu produsul dintre masă și viteza radială, care în cazul unei orbite circulare este zero.) Mecanica clasică a mișcării de-a lungul orbitelor eliptice, valabilă pentru descrierea mișcării planetelor, era bine cunoscută și, prin urmare, putea fi utilizată direct în cazul orbitelor atomice. Potrivit mecanicii newtoniene, trecerea de la o orbită eliptică la una circulară nu este însoțită de o modificare a energiei de nivel, deoarece în cazul unei elipse energia depinde doar de semiaxa majoră a elipsei, care la rândul ei. depinde doar de

Deci numărul n(„numărul cuantic principal”) corespunde aceleiași energie pentru un anumit set de orbite eliptice, inclusiv una circulară, pentru care n Y = 0.

Măsurătorile efectuate la rezoluție mai mare au arătat existența unei „structuri fine” de linii spectrale (o „linie” largă constă de fapt din mai multe linii). Acest lucru s-a datorat parțial faptului că Sommerfeld a arătat că electronii se mișcă la viteze comparabile cu viteza luminii și, prin urmare, mecanica relativistă a lui Einstein ar trebui folosită în locul mecanicii newtoniene. Ca rezultat, există o mică diferență în energiile orbitelor eliptice, deoarece vitezele variază în funcție de excentricitate. Corecția poate fi exprimată în termeni de numere cuantice nȘi n j:

există așa-numita constantă de structură fină sau constantă Sommerfeld. Existența acestor mici corecții, în funcție de elipticitatea orbitei, crește semnificativ numărul de tranziții posibile. Pentru a ține cont de absența unora dintre liniile spectrale prezise, ​​a fost necesar să se introducă „reguli de selecție” care să permită modificări ale numărului cuantic azimutal. n j doar cu +1 sau -1.

Astfel, teoria cuantică a lui Bohr, completată de mecanica mai precisă a mișcării orbitale a lui Sommerfeld, a putut explica o gamă largă de fenomene. Existența unei serii de linii spectrale de hidrogen, prezența structurii lor fine, caracteristicile împrăștierii inelastice a electronilor în gaze și deplasarea izotopică a liniilor spectrale au devenit clare. În plus, a fost posibil să se calculeze cu precizie potențialul de ionizare al hidrogenului (energia necesară pentru a scoate un electron dintr-un atom).

Cu toate acestea, dificultățile au rămas. Teoria lui Bohr a dat rezultate bune în cazul atomilor cu un singur electron, cum ar fi hidrogenul, heliul ionizat unic, litiuul dublu ionizat și, de asemenea, de exemplu, sodiul (datorită faptului că atomul de sodiu are un electron slab legat, ceea ce determină practic atât spectrul, cât și proprietățile chimice ale sodiului), dar a descris prost atomul de heliu obișnuit cu doi electroni și alți atomi multi-electroni. Încercările lui Bohr de a explica schimbările binecunoscute ale proprietăților chimice și fizice în timpul tranziției de la atom la atom s-au dovedit, de asemenea, a fi eșuate. În cele din urmă, postulatele lui Bohr, de exemplu, cuantificarea momentului unghiular pe orbitele electronilor, păreau complet arbitrare.

Cert este că la acea vreme erau necunoscute două prevederi, fără de care este imposibil de înțeles structura atomilor complecși - principiul de excludere Pauli și existența spinului electronilor. Aceste prevederi, împreună cu crearea unei noi mecanici, numită mecanică ondulatorie sau cuantică, au fost necesare pentru o înțelegere completă a structurii atomului.

Mecanica cuantică a atomului.

Neajunsurile teoriei lui Bohr, bazată pe mecanica clasică a particulelor cu adăugarea de postulate cuantice, au evidențiat problema fundamentală a descrierii corecte a mișcării electronilor la distanțe mici, de exemplu, în interiorul unui atom. Pe baza faptului că lumina are proprietăți atât corpusculare, cât și ondulatorii (în unele fenomene, de exemplu, cu efectul fotoelectric, se comportă ca un flux de particule, iar în altele, de exemplu, cu interferență, ca o undă), L. de Broglie (1892 –1987) în 1923 a prezentat ipoteza că dualitatea undă-particulă este, de asemenea, caracteristică materiei. Deoarece teoria cuantică atribuie un comportament corpuscular fotonilor de lumină în timpul efectului fotoelectric, se poate presupune că electronii din atomi se pot comporta ca undele pe „orbitele lor”. De Broglie a ajuns la concluzia că propagarea unei unde poate fi „asociată” cu mișcarea oricărui tip de particule dacă o atribuim unei particule cu masă. m si viteza v lungime de undă

l = h/mv.

Confirmarea experimentală a proprietăților de undă ale particulelor a fost fenomenul de difracție a electronilor descoperit în 1927 de K. Davisson (1881–1958) și L. Germer (1896–1971). Distribuția unghiulară a electronilor atunci când un fascicul de electroni este reflectat de pe suprafața unui cristal poate fi explicată doar pe baza conceptelor de undă și s-a observat acord cu relația dintre lungimea de undă și viteză postulată de de Broglie.

Dezvoltarea mecanicii cuantice de către W. Heisenberg (1901–1976), E. Schrödinger (1887–1961) și alți teoreticieni în perioada următoare ipotezei exprimate de de Broglie a condus la o clarificare a situației cu teoria lui Bohr. De exemplu, în teoria lui Bohr condiția „stărilor staționare”

mv Ch2 pr = nh

era de natura unei cerinţe arbitrare. Acum apare ca o cerință ca un număr întreg de lungimi de undă de Broglie să se încadreze în orbita periodică a unui electron. Tocmai acele orbite care satisfac această cerință sunt permise.

Când se rezolvă ecuația de undă Schrödinger pentru atomul de hidrogen, apar în mod natural trei numere cuantice, de obicei notate prin simboluri n, lȘi m l. Aici n– un număr întreg care poate lua orice valoare mai mare decât 0, care se numește numărul cuantic principal al electronului. Ea corespunde numărului n, indicând diverse orbite Bohr. Număr l(numărul cuantic orbital) este, de asemenea, un număr întreg și poate lua orice valoare de la 0 la ( n- 1). Caracterizează momentul unghiular orbital al electronului și este strâns legat de n jîn modelul Bohr. Din soluția ecuației de undă rezultă că numai valorile momentului unghiular orbital al electronului sunt permise egale cu:

În cele din urmă, obținem 4 numere cuantice independente care caracterizează starea electronului din atom:

n– numărul cuantic principal;

l– numărul cuantic orbital;

m l– numărul cuantic magnetic orbital;

Domnișoară– număr cuantic magnetic de spin.

Deși mecanica cuantică permite, având în vedere numerele cuantice, să fie determinate energia unei stări și distribuția spațială a densității de probabilitate a electronilor (înlocuind orbitele în modelul Bohr), sunt necesare ipoteze suplimentare pentru a fixa numărul de electroni în fiecare stare.

În 1925, W. Pauli (1900–1958) a formulat „principiul prohibiției”, care a clarificat imediat multe fenomene atomice. El a propus o regulă simplă: nu poate exista decât un electron în fiecare stare cuantică individuală. Aceasta înseamnă că setul de numere corespunzător datelor n, lȘi m l, depinde de n. De exemplu, când n= 1 este posibil doar l= 0; prin urmare, m l= 0 și singura diferență de stări se datorează Domnișoară= +1/2 și -1/2. Tabelul arată posibilitățile care corespund diferitelor n. Rețineți că în prima „cochilie” ( n= 1) sunt 2 electroni, în învelișul următor ( n= 2) sunt 8 electroni care formează două subînvelișuri etc. Numărul maxim de electroni într-un subshell este 2(2 l+ 1), iar numărul maxim de subshell este n. Pentru fiecare n o coajă complet umplută conține 2 n 2 electroni.

Corespondența principiului Pauli cu experimentul a fost confirmată de un număr mare de observații spectroscopice, precum și de numeroase date din teoria electronică a metalelor, fizica proceselor nucleare și fenomenele de temperatură joasă. Este unul dintre cele mai fundamentale principii unificatoare ale fizicii, deschizând calea spre înțelegerea structurii electronice a atomilor complecși. Adevărat, principiul Pauli determină doar posibilitatea umplerii diferitelor învelișuri de electroni, iar pentru a verifica umplerea efectivă a anumitor stări sunt necesare date obținute din spectre optice și de raze X. Dar în atomi până la argon cu Z= 18 fiecare electron suplimentar se adaugă pur și simplu la cea mai inferioară dintre subshell-urile neumplute. Abateri de la această ordine sunt observate la atomi mai complecși, ale căror învelișuri se suprapun parțial. Mecanica cuantică explică această abatere spunând că stările cu cea mai mică energie sunt umplute mai întâi.

O analiză detaliată a structurii și distribuției electronice a electronilor din punctul de vedere al mecanicii cuantice și al principiului Pauli la atomii mai grei este foarte complexă. Pentru starea 1 s (n = 1, l= 0), este posibilă doar o distribuție simetrică sferic (și cea mai probabilă poziție a electronului este în centrul atomului). În starea 2 p (n = 2, l= 1) momentul unghiular al electronului nu mai este zero și, prin urmare, densitatea maximă este la o distanță diferită de zero de nucleu. Distribuția densității electronice depinde de numărul cuantic m lîn conformitate cu cerința de cuantificare a componentelor momentului unghiular de-a lungul direcției câmpului magnetic.

Tabelul periodic al elementelor.

Numărul de electroni din învelișul unui atom neutru, egal cu numărul de protoni din nucleul său, se numește numărul atomic al elementului. Tabelul periodic al elementelor, propus în 1869 de D.I Mendeleev (1834–1907), este un tabel în care elementele sunt aranjate în ordinea numărului atomic crescător și distribuite pe perioade astfel încât atomii cu proprietăți chimice similare se încadrează în aceeași grupă. De exemplu, grupul care conține heliu, neon, argon, cripton, xenon și radon constituie grupul gazelor nobile; Aceștia sunt atomi cu învelișuri de electroni umplute și este aproape la fel de dificil să scoți un electron dintr-un înveliș umplut precum este să îi adaugi unul suplimentar. În plus, aceste gaze sunt monoatomice, moleculele lor reprezintă un atom.

Proprietățile chimice ale atomilor sunt în mare măsură determinate de electronii lor exteriori. Natura simplă a tabelului până la argon (al cărui număr atomic Z= 18) se datorează faptului că la adăugarea unui alt electron până la Z= 18 cel mai jos subshell este umplut secvenţial. O complicație semnificativă a tabelului după Z= 18 se explică prin complicația secvenței de umplere a subcociilor. Pentru cazul în care există un număr mare de electroni, nu se pot obține soluții exacte ale ecuațiilor mecanicii cuantice și se folosesc metode aproximative. O aproximare este că un atom cu un singur electron în afara învelișului complet, cum ar fi sodiul, Z= 11, este considerat un atom „cu un singur electron”. Într-adevăr, teoria simplificată a lui Bohr (modificată pentru a lua în considerare semnificația n= 3 pentru starea electronului) oferă valori destul de precise pentru energia nivelurilor (dar nu și pentru împărțirea liniilor).

Studiu suplimentar al structurii atomice.

În prezent, structura electronică a atomilor a fost, în principiu, explicată, deși proprietățile atomilor multielectroni pot fi calculate doar aproximativ. Mecanica cuantică explică toate proprietățile cunoscute ale atomilor individuali. Interacțiunea atomilor este studiată activ, în special în solide. Articolul este dedicat structurii nucleului atomic.