Періодичний закон та періодична система хімічних елементів

Предмет та завдання хімії

 

Хімія – це наука, яка вивчає склад, будову та властивості речовин, їхнє взаємоперетворення,способи добування та застосування, а також екологічну характеристику речовин.

Хімія – наука, яка має давні історичні корені. Існує дві найбільш вірогідні гіпотези походження терміну «хімія»:

- древньоєгипетська – від ієрогліфа «хем», який означає «земля, чорний», так називали себе стародавні єгиптяни;

- давньогрецький термін «хімія» походить від слова «хюмейя» - сплав, текти, метал.

Завдання, які стоять перед хімією:

- розробка екологічно чистих джерел енергії;

- розробка наукових методів поновлення озонового екрану та зменшення парникового ефекту;

- розробка технологій очищення атмосфери від викидів газів промислових підприємств та транспорту;

- створення маловідходних та замкнутих промислових хімічних технологій;

- розробка технологій очищення вод від розливів нафтопродуктів, хімічних радіаційних та інших промислових та інших відходів;

- нагальною стала потреба в створенні маловідходних технологій утилізації побутових відходів;

- розробка методів утилізації шлаків;

- розробка методів переробки відходів пластмас, гуми та інших високомолекулярних сполук, створення нових видів цієї продукції, які б могли утилізуватись у природі;

- синтез нових видів добрив та стимуляторів росту рослин;

- розробка нових технологій створення та збереження харчових продуктів;

- створення технологій освоєння ближнього та дальнього космосу;

- розробка та створення нових видів та форм лікарських препаратів, штучних замінників органів та тканин організму людини, прогресивного медичного обладнання;

- запобігання хемофобії населення.

Головні напрями вивчення та розв’язання екологічних проблем:

- моніторинг –аналітичний контроль навколишнього середовища;

- токсикологічні дослідження, зокрема оцінка канцерогенної та мутагенної активності хімічних речовин;

- створення мало- та безвідходних виробництв, енерго- та ресурсозберігаючих технологій;

- конверсія хімічної зброї;

- запобігання хімічним катастрофам та забезпечення хімічної безпеки;

- вивчення поведінки та розподілу хімічних речовин (природних та антропогенних) у екологічних системах та на біосферному рівні;

- дослідження глобальних біохімічних циклів елементів та хімічної стійкості біосфери;

- аналіз соціальних та психологічних проблем, пов’язаних з хімією;

- забезпечення хіміко-екологічного виховання населення планети.

 

Явища фізичні та хімічні

Явище – будь-яка зміна у природі, суспільному та громадському житті, науці та інших сферах. Природні явища умовно можна розділити на фізичні та хімічні.

Фізичні – це явища, під час яких змінюється агрегатний стан або форма речовини, тобто склад речовини залишається не змінним. Наприклад: переміщення тіл у просторі, зміна агрегатного стану речовини або її форми та інші.

Хімічні - це явища, під час яких одні речовини перетворюються на інші, тобто склад речовини змінюється. Ці явища називають хімічними реакціями.

Хімічні реакції мають такі ознаки:

- виділення газу;

- утворення або розчинення осаду;

- виділення або поглинання тепла

- випромінювання світла;

- зміна забарвлення;

- поява електричної енергії;

- поява або зникнення запаху.

Однак, різкої межі між фізичними та хімічними явищами провести не можна. Наприклад, розряд блискавки – фізичний процес, але при цьому відбувається ряд хімічних реакцій:

Ел.розряд.

N2 ----→ 2N

О2 ----→ 2О

N + О → NО

2NО + О2 → 2NО2

4NО2 + О2 + 2 Н2О → 4 НNО3

Таким чином у природі відбувається засвоєння атмосферного азоту і поповнення ґрунту нітрат-іонами.

Висновок: у природі фізичні та хімічні явища взаємозв’язані та становлять єдину природну систему.

Атомно - молекулярне вчення

 

Передумови створення атомно-молекулярного вчення

 

Наприкінці 18 – початку 19 ст. хімія отримала новий поштовх для наукового розвитку, завдяки роботам багатьох вчених були створені передумови для розробки атомно-молекулярного вчення:

- Джон Дальтон сформулював закон кратних співвідношень та ввів поняття атомної маси;

- Ж.Гей - Люссак відкрив закон об’ємних відношень газів;

- Амедео Авогадро ввів поняття «молекули»,

- Ж.Пруст та К.Бертолле розмежували поняття «хімічна сполука» та «механічна суміш»;

- У 1858 році С.Каніццаро дав визначення понять «атом» та «молекула».

 

У 1860 році на Першому Міжнародному конгресі хіміків було прийняте атомно-молекулярне вчення. Основні положення класичного атомно-молекулярного вчення:

- речовини мають дискретну будову: вони складаються з частинок(структурних елементів речовини) –

молекул, атомів або йонів;

- частинки речовини (молекули, атоми та Йони) безперервно, безладно рухаються;

- між складовими частинами речовини діють сили взаємного притягання та відштовхування;

- молекули складаються з атомів;

- молекули під час фізичних явищ зберігаються, під час хімічних – руйнуються;

- атоми зберігаються під час хімічних явищ, при цьому відбуваються їхні перегрупування, що приводить до утворення нових речовин;

- різноманітність речовин обумовлена різними сполученнями атомів;

- внаслідок сполучення атомів можуть утворюватись речовини молекулярної будови (утворені молекулами) та немолекулярної будови – утворені іонами та атомами.

 

Молекули. Атоми. Термін «молекула» походить від латинського «moles» - маса.

Молекула - це найменша хімічно подільна, здатна до самостійного існування частинка речовини, яка зберігає хімічні властивості даної речовини.

Молекули мають такі фізико - хімічні характеристики:

- молекули – реально існуючі частинки, природні об’єкти;

- як реальні частинки мають розміри та масу;

- складаються з атомів, які з’єднані між собою хімічними зв’язками в певній послідовності відповідно до валентності та певним чином орієнтовані в просторі;

- всі молекули однієї речовини мають однаковий склад, розміри, масу, властивості;

- молекули різних речовин відрізняються за складом, розмірами, масою, властивостями;

- Між молекулами є відстані, обумовлені агрегатним станом речовини: у газах приблизно в 1000 раз менші, ніж у твердих речовинах, тому при переході із твердого стану в газуватий, об’єм зростає в 1000 разів;

- Молекули безперервно рухаються. У твердих речовинах вони здійснюють хаотичні коливальні рухи навколо поло-ження рівноваги, в рідинах - хаотичні коливальні рухи навколо положення рівноваги та прямолінійне переміщення в нові положення рівноваги, у газах – обертальний та прямолінійний рух.

- молекули під час фізичних явищ зберігаються, під час хімічних – руйнуються, тобто розпадаються на атоми або групи атомів, які поєднуються в нові комбінації, утворюються нові речовини;

- кількісною характеристикою молекули є абсолютна та відносна атомна маса.

Висновок: не всі речовини складаються з молекул. Молекулярну будову мають більшість органічних та частина неорганічних речовин (прості речовини - деякі неметали, галогеніди, сульфіди, гідриди неметалів та безводні органічні кислоти). Але більшість неорганічних сполук складаються з йонів(оксиди, основи, кислоти, солі).

 

Атом – хімічно неподільна електронейтральна частинка, яка складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів, які обертаються навколо ядра.

Атоми мають такі фізико - хімічні характеристики:

- атоми – реально існуючі частинки, матеріальні об’єкти;

- мають розміри та масу, склад, заряд ядра, будову енергетичних рівнів та інші властивості;

- маса атома має дуже мале значення, так, маса атома Гідрогену становить 0, 000000000000000000000000167 кг;

- радіуси атомів становлять близько 0,0000000001 м;

- атоми – хімічно неподільні частинки, зберігаються під час хімічних реакцій, не зникають і не утворюються знову. Атоми здатні руйнуватись в процесі ядерних реакцій;

- кількісними характеристиками атома є заряд ядра (протонне число) та відносна атомна маса. Ці величини вказані в періодичній системі хімічних елементів Д.І.Менделєєва;

- атоми, які мають однакове протонне число, належать певному хімічному елементу, вони виявляють подібні хімічні властивості;

- атоми одного й того ж елемента можуть мати різну масу, внаслідок того що в ядрі може бути різна кількість нейтронів, такі атоми мають назву – ізотопи;

- атоми входять до складу молекул;

- існують речовини атомної будови(діаманти, благородні гази);

- атоми позначаються хімічними знаками - хімічними символами.

Хімічний елемент. Знаки (символи) хімічних елементів

 

З точки зору атомно-молекулярного вчення певний вид атомів(окремі атоми) вчені домовились називати хімічними елементами(ХЕ).

Хімічний елемент – це певний вид атомів з однаковим зарядом ядра.

Поняття «елемент» можна виразити через поняття «атом». Наприклад, елемент Сульфур може існувати у формі атома сірки, йону сірки, кристалічної, ромбічної, твердої та рідкої сірки, а також у вигляді сполук з атомами інших елементів.

 

У 1808 році шведський вчений Йенс Якобс Берцеліус запропонував скорочену назву для ХЕ – його знак у вигляді одно - та двобуквених латинських символів.

Хімічний знак - це умовна позначка латинської назви елемента. Хімічний знак несе таку інформацію:

 

Інформація, яку містить символ ХЕ:	П р и к л а д и
Хімічний символ	О
Назва даного хімічного елемента	Оксиген
Один атом хімічного елемента	Один атом Оксигену
Відносна атомна маса хімічного елемента	Ar O = 16
Кількість речовини - 1 моль атомів	1 моль атомів Оксигену
Молярна маса одного моля атомів	М О = 16 г/моль

 

Хімічні елементи мають таку умовну класифікацію:

 

За походженням:	За поширенням у природі:	За будовою енергетичних рівнів:	За хімічними властивостями:
природні елементи; синтезовані штучно	поширені; розсіяні(рідкісні).	s – Елементи; p – Елементи; d - Елементи; f - Елементи;	елементи з металічними властивостями; елементи з неметалічними властивостями; елементи з амфотерними властивостями;

 

Всього на даний час відомо 110 ХЕ. У природі хімічні елементи існують у вигляді простих та складних речовин.

 

Речовина. Прості та складні речовини

 

Речовина – це субстанція, з якої утворені тіла. Речовини діляться на прості та складні.

Прості – речовини, які складаються з атомів одного елемента, тобто їх не можна добути сполученням дво чи більше речовин, а також не можна розкласти на інші прості чи складні речовини. Наприклад, натрій, сірка, цинк, фосфор та інші.

Складні - речовини, які складаються з атомів різних елементів(солі, оксиди, основи, кислоти, органічні сполуки), тобто їх можна добути сполученням дво чи більше речовин, а також можна розкласти на інші прості чи складні речовини.

На даний час простих речовин відомо приблизно 500(за рахунок існування явища алотропії).

Алотропія - це явище існування кількох простих речовин, утворених атомами одного хімічного елемента.

 

Хімічний елемент	Алотропні видозміни
Оксиген	Кисень(О2), озон (О3): 3О2 ↔ 2 О3;
Сульфур	Сірка ромбічна ↔ моноклінна ↔ аморфна
Фосфор	Білий, чорний, червоний, зелений, алий, фіолетовий та ін.
Карбон	Алмаз(діамант),графіт, сажа, аморфний вуглець, полікумулен, карбін, букибол, футболан та ін.
Силіцій	Кристалічний та аморфний кремній

 

Прості речовини діляться на три групи:

Метали – група ХЕ, на валентних енергетичних рівнях яких міститься найчастіше 1-2 валентних електрони, і в ході окисно-відновних реакцій вони проявляють властивості відновників.	Неметали - група ХЕ, на валентних енергетичних рівнях яких міститься найчастіше 4 -7 валентних електронів, і в ході окисно-відновних реакцій вони проявляють властивості окисників.	Амфотерні - група ХЕ, на валентних енергетичних рівнях яких міститься 2 -3 валентних електрони, оксиди та гідро-ксиди яких проявляють властивості основ та кислот.
фізичні властивості: - тверді(виняток – ртуть); - переважно сріблясто-сірого кольору(за винятком золота та міді); - мають блиск; - пластичні, ковкі; - добре проводять електричний струм та тепло; - молекули одноатомні;	фізичні властивості: - за агрегатним станом тверді(C,S,Si); рідкі(Br2), газуваті - N2,Н2 та ін. - не мають блиску; - крихкі; - діелектрики; - є одноатомні молекули: Р,С, Si та ін. - є двохатомні молекули: F2, Cl2, Br2, J2, О2, Н2,N2. Знай напам'ять!	До них відносяться Zn, Al, Be, Cr та ін. фізичні властивості: - тверді; - сріблясто-сірого кольору; - мають блиск; - пластичні, ковкі; - добре проводять електричний струм та тепло; - молекули одноатомні;

 

У таблиці Менделєєва елементи розташовані такими чином:

 

П е р і о д и	Г р у п и
І ІІ ІІІ IV V VI VII VIII
	Н He
	Li | Be| B CN О F Ne
	Na Mg | Al| Si P S Cl Ar
	K Са | Ga Ge| As Se BrKr
	Rb Sr In Sn Sb Te J Xe
	Cs Ba Tl Pb BiPo As Rn
	Fr Ra
Характер оксидів та гідроксидів	Метали - основний | Амфотерні елементи Неметали - амфотерний | к и с л о т н и й

 

У побічних підгрупах розташовані метали та амфотерні елементи.

Висновок: із 110 відкритих елементів приблизно 88 – метали та амфотерні, а 22 – неметали, різкої межі між металами та неметалами провести не можна, тому що існує велика кількість амфотерних елементів.

 

Закон сталості складу речовини. Хімічні формули

 

У 1801 році Ж.Пруст, досліджуючи воду із різних джерел, відкрив закон сталості складу речовини: Кожна хімічна сполука молекулярної будови незалежно від способу, умов та місця добування має певний масовий склад».

Висновки:

- якщо одній й ті ж хімічні елементи сполучаються між собою в різних кількісних відношеннях, вони утворюють різні сполуки. Наприклад: СО та СО2.

- склад речовини молекулярної будови можна описати за допомогою хімічних формул.

Хімічна формула – умовний запис якісного та кількісного складу речовини за допомогою хімічних символів, індексів та коефіцієнтів: 3 H2SO4

/ \

Коефіцієнт індекс

Показує показує

Існують такі види формул: - раціональні(молекулярні); - емпіричні(найпростіші); - електронні; - графічні; - структурні.

Формула речовини показує: - якісний та кількісний склад однієї молекули речовини; - 1 моль речовини; - Відносну молекулярну масу речовини; - молярну масу речовини; - відношення мас елементів.

 

Ще за часів Пруста правильність закону сталості складу речовини заперечувалась французьким хіміком К.Бертолле, який вважав, що склад речовини не стабільний, може в залежності від умов добування може змінюватись в певних межах. Однак, на той час перемогла точка зору Ж.Пруста, який кількісними методами довів, що склад хімічної сполуки сталий, і лише в ХХ ст.. завдяки роботам М.С. Курнакова було доведено, що в природі можуть бути два типи сполук: зі сталим та і змінним складом.

Дальтоніди - сполуки, які мають сталий склад та цілочислові індекси. До них відносяться сполуки з ковалентним зв’язком, які в звичайних умовах перебувають у газуватому та рідкому стані, або можуть бути легко переведені в такий стан. Наприклад, вода, амоніак, вуглекислий газ, галогеноводні та ін.

Бертоліди – сполуки, які мають змінний склад і стехіометричне співвідношення компонентів не відповідає цілим числам. До них належать кристалічні сполуки перехідних металів типу оксидів, сульфідів, нітридів, фосфідів, карбідів, гідридів тощо. Наприклад: ТіН1- 2.

 

Суміші та способи їхнього розділення

 

Чисті речовини – це група речовин, які мають певною мірою сталі фізичні властивості. Однак, у природі практично не зустрічаються чисті речовини, а переважно різноманітні суміші. Суміші умовно поділяються на однорідні та неоднорідні.

Однорідні – це суміші, в яких навіть за допомогою мікроскопа не можна виявити частинки складових суміші (наприклад, морська вода, молоко ін.)

Неоднорідні - це суміші, в яких неозброєним оком або за допомогою мікроскопа можна виявити частинки складових суміші(наприклад, глина з водою, пісок, та ін.)

 

Порівняльна характеристика хімічних сполук та сумішей

 

Хімічні сполуки(чисті речовини)	С у м і ш і
Склад сполук молекулярної будови постійний	Речовини можна змішувати в любих масових співвідношеннях, тобто склад сушей змінний
Речовини, які входять до складу сполук, свої властивості не зберігають, тому що утворюються речовини з новими властивостями	Речовини, які входять до складу сумішей, зберігають свої хімічні властивості;
Хімічні сполуки можна розділити лише за допомогою хімічних реакцій	Суміші можна розділити за допомогою фізичних способів;
Під час утворення хімічних сполук відбуваються хімічні реакції, про це можна судити за певними ознаками	Механічне змішування не супроводжується виділенням тепла або іншими ознаками реакцій;

 

Існують такі способи розділення сумішей:

 

відстоювання;

фільтрування;

дія магнітом;

випарювання;

кристалізація

дистиляція;

хроматографія.

Закон збереження маси речовини, його значення в хімії. Хімічні рівняння

У середині 18 ст. видатний фізик Р.Бойль прожарював метали у відкритих посудинах і зважував їх до початку прожарювання(m1) та після закінчення прожарювання(m2), виявилось, що m2 > m1, тому Р.Бойль запропонував гіпотезу, що у природі існує флогістон – горюче начало, яке здатне приєднуватись до речовин та відщеплюватись від них. Авторитет Бойля в науці був дуже високий, і тому вчені багатьох країн довгі роки шукали неіснуючий флогістон. У 1748 році російський вчений М.В.Ломоносов вирішив експериментально перевірити роботи Бойля, дещо змінивши методику дослідів: у реторту наливав ртуті, запаював кінчик та зважував(m1), нагрівав запаяну реторту протягом 12 діб, поки в ній не утворився жовтий порошок Меркурій(ІІ) оксиду, охолоджував, та знову зважував запаяну реторту (m2). І виявилось, що m2 = m1, тобто ніякого флогістону в природі не існує.

Михайло Ломоносов відкрив фундаментальний закон природи – закон збереження маси речовини.

Суть закону: загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює масі утворених продуктів реакції.

Значення закону:

довів хибність теорії флогістону

сприяв подальшому розвитку хімії як науки

на основі закону складають рівняння хімічних реакцій та виконують різноманітні хімічні розрахунки

 

Однак, роботи М. В.Ломоносова стали відомими широкому загалу науковців лише на початку ХХ ст., тому автором відкриття в зарубіжних наукових колах вважають французького вченого А. Л. Лавуазьє.

 

Скорочений запис хімічної реакції за допомогою хімічних формул, математичних знаків, символів та коефіцієнтів називають хімічним рівнянням.

В сучасні й хімії застосовують такі основні типи рівнянь реакцій:

- молекулярні;

- іонні;

- електронні;

- термохімічні;

- електронно-іонні та ін.

 

Дмитра Івановича Менделєєва

 

На початку 19 ст. перед вченими – хіміками постала серйозна наукова проблема: було відомо понад 60 хімічних елементів, і виникла нагальна потреба їх класифікувати. Одну з перших класифікацій запропонував шведський вчений Йенс Якобс Берцеліус: розділити елементи на метали та неметали. Однак з розвитком хімії та поглибленням знань була відкрита велика група амфотерних елементів.

І. Деберейнер запропонував наступну класифікацію: він звернув увагу на те, що існують елементи з подібними хімічними властивостями і виділив п’ять тріад, які назвав природними родинами елементів:

- родина лужних металів – Li, Na, K,

- родина лужноземельних металів – Mg, Ca, Ba

- родина галогенів – F, Cl, Br, J.

Дана класифікація мала певні недоліки:

- не всі елементи легко об’єднувались у родини;

- не виявлено чіткого зв’язку між родинами.

Питанням класифікації хімічних елементів вирішив зайнятись молодий російський вчений Дмитро Іванович Менделєєв. Він вирішив розташувати елементи за зростанням відносної атомної маси і виявив, що через певну кількість елементів стоять елементи з однієї природної родини, і властивості елементів періодично повторюються. В рядах Li → F, Na → Cl можна побачити такі закономірності:

- властивості елементів змінюються від типових металічних до типових неметалічних;

- валентність елементів у оксидах та гідроксидах від 1 до 7(виняток – F);

- формули вищих оксидів та відповідних їм гідроксидів мають таку послідовність:

 

 

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

 

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Основи основи амфотерні кислоти кислоти кислоти кислоти

Сила основ зменшується Сила кислот збільшується

 

- властивості оксидів та відповідних їм гідроксидів періодично змінюються від основних до кислотних;

- зліва направо формули летких водневих сполук неметалів мають таку закономірність:

RH4 → RH3 → RH2 → RH

Нейтральні Основні амфотерні кислі

 

1 березня 1869 року Д.І. Менделєєв сформулював періодичний закон: «властивості хімічних елементів, а також утворених ними сполук періодично залежать від відносної атомної маси».

 

Графічним зображенням періодичного закону є періодична система хімічних елементів (таблиця Менделєєва). Д.І. Менделєєв створив періодичну систему, розподіливши елементи на періоди та групи.

Період – горизонтальний ряд елементів, який починається лужним металом та закінчується інертним газом. Всього періодів сім. Вони діляться на малі та великі.

 

1.Малі: - - містить елементи; - – містить елементів; - - містить елементів;

2.Великі: - – елементів; - - елементів; - – елементи; - сьомий незавершений – 24 елементи.

 

Група – вертикальний стовпчик хімічних елементів, які мають подібну будову зовнішнього валентного енергетичного рівня і перебувають один від одного на відстані певного періоду.

Всього в періодичній системі вісім груп. Кожна група ділиться на дві підгрупи – головну та побічну.

Головна(підгрупа А) - підгрупа, до якої входять елементи і великих і малих періодів.

Побічна (підгрупа Б) - підгрупа, до якої входять елементи лише великих періодів.

 

Істинність періодичного закону в перші роки після відкриття викликала у зарубіжних вчених серйозні сумніви, адже у розташуванні елементів у періодичній системі Д.І.Менделєєв допустив перестановки: у парах Аргон – Калій, Кобальт – Нікель, Телур – Іод елементи стояли не за зростанням відносної атомної маси, і вчений не зміг надати аргументованого наукового пояснення цьому факту.

Д.І.Менделєєв передбачив існування дванадцяти нових на той час невідкритих хімічних елементів, відвів їм місце у періодичній системі, методом екстраполяції вивів їхні хімічні властивості. Лише у 1875 році, коли французький вчений Лекок де Буабодран відкрив перший з передбачених Д.І.Менделєєвим елементів – Галій(екаалюміній), це стало початком тріумфу періодичного закону. У 1879 р. Л.Нільсон відкрив Скандій – екабор, у 1896 році – К.Вінклер відкрив Германій – екабор. Таким чином, було надано вченим можливості відкривати та досліджувати невідомі хімічні елементи методом екстраполяції.

Серйозним випробуванням істинності періодичного закону було відкриття У.Рамзаєм та співробітниками природної родини інертних(благородних)газів у 1894 – 1898 рр. Це викликало необхідність введення додаткової – восьмої групи головної підгрупи у періодичну систему.

Датські вчені Н.Бор та Х.Томсен пояснили подібність хімічних властивостей елементів - лантаноїдів(Церій Се – Лютецій Lu) та розташували їх в одній клітинці з лантаном La.

Таким чином, за життя Д.І.Менделєєва істинність періодичного закону було доведено непрямим чином, тобто вчений не зміг пояснити причину періодичних змін, подібності та відмінності у властивостях елементів, тому повний тріумф періодичного закону настав тоді, коли була досліджена будова атома.

Будова атома та періодичний закон

 

Атом - електронейтральна система, яка складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки.

Першу модель атома запропонував у 1904 році англійський вчений Дж.Дж.Томсон у вигляді масивної позитивно зарядженої сфери, в якій хаотично розподілені негативно заряджені електрони. Така модель мала образну назву «пудинг з родзинками» або «кавун».

Істинність даної модної вирішив експериментально перевірити у 1911 році англійський вчений Ернест Резерфорд.

Він сконструював такий прилад:

у свинцеву коробочку з отвором(1) помістив шматочок радіоактивного Радію(7), який постійно випромінював ά –частинки(6). ά –частинки, виходячи через отвір, прямували до тонко прокатаної золотої фольги(5), за якою Резерфорд розташував на різних відстанях та під різними кутами спеціальні екрани(2), покриті тонким шаром цинк сульфіду. Коли ά –частинки досягали екрану, на ньому виникали характерні спалахи, які Резерфорд реєстрував за допомогою лупи. Щоб полегшити підрахунки, він рахував ά –частинки партіями по 10 000 і виявив такі результати:

- переважна кількість ά –частинок легко пронизувала золоту фольгу не змінюючи прямого кута(4), лише 2-3 відхилялись від прямого кута(3);

- одна частинка відбивалась від фольги та відлітала назад.

 

У 1899 -1930 рр. було зроблено ряд важливих відкриттів, які відіграли важливу роль у становленні квантової фізики:

1899 – 1903 рр. - Е. Резерфорд встановив природу ά, β, γ – випромінювання, яке утворюється при радіоактивному розпаді;

1909 – 1911 рр. - Е. Резерфорд виявив ядра атомів діаметром 10 ^{- 6} нм.

1909- 1911 рр. – Е. Міллікен визначив заряд електрона;

1912 р – Дж. Франк та Г.Герц довели дискретність енергії електрона;

1913 р – Г. Мозлі встановив, що заряд ядра чисельно рівний порядковому номеру елемента в періодичній системі.

1920 р - Е. Резерфорд відкрив протон.

1929 р – Дж. Чедвік відкрив нейтрон.

Проаналізувавши досліди та теоретичні відкриття, у 1932 році група вчених (Д.Д.Іваненко, Є.М.Гапон та В. Гейзенберг) запропонували планетарну модель атома:

- в центрі атома міститься масивне, щільне позитивно заряджене ядро, яке займає дуже невелику частину простору всередині атома;

- весь позитивний заряд і практично вся маса атома(99,97 % маси атома) зосереджені у ядрі.

- Ядро атомів складається із протонів та нейтронів, які мають загальну назву «нуклони». Число протонів у ядрі відповідає порядковому номеру атома у періодичній системі, а сума чисел протонів та нейтронів відповідає його масовому числу(відносній атомній масі Аr);

- Навколо ядра по замкнутим орбіталям обертаються негативно заряджені електрони, маса яких менша за масу нуклонів у 1836 разів.

 

Характеристики елементарних частинок, які утворюють атоми

Частинка	Умовна позначка	З а р я д	М а с а
Кулон	Умовні одиниці	кг	А. о. м.
Протон		1,6 ·10 ^-19	+ 1	1,67 · 10 ^- 27	1,00728
Нейтрон				1,67 · 10 ^- 27	1,00866
Електрон		- 1,6 ·10 ^-19	- 1	9,1· 10 ^-^31	0,00055

 

Однак, з точки зору класичної фізики планетарна модель атома мала певні недоліки:

- електрон, що рухається, повинен втрачати енергію і врешті-решт «впасти» на ядро, однак, в реальних атомах цього не відбувається;

- Ернест Резерфорд не зміг пояснити, чому атомні спектри мають лінійний характер (кольори спектру перемежовані чорними лініями різної товщини);

Щоб примирити класичну та квантову фізику, у 1916 році норвезький вчений Нільс Бор запропонував свої постулати, які заклали фундамент сучасної квантової фізики:

Перший постулат: електрони рухаються навколо ядра не хаотично, а по певним стаціонарним орбіталям.

Другий постулат: рухаючись по стаціонарним орбіталям, електрон не втрачає енергії, тільки тоді, коли переходить на вищий рівень, поглинає квант енергії, а коли – з вищого рівня на нижчий - випромінює квант енергії.

 

Після первісних досліджень будови атома та підтвердження гіпотези у 1913 році Г. Мозлі та Е. Резерфорд ввели поняття

«порядковий номер елемента» та «заряд ядра Z», пронумерували всі елементи, ввели номери груп та періодів і довели, що ці цифри мають новий – фізичний зміст:

Порядковий номер елемента показує кількість протонів та загальну кількість електронів в атомі. Загальна кількість протонів та нейтронів називається нуклонним числом та зумовлює відносну атомну масу(Ar). Щоб визначити число нейтронів(Nn°), застосовують таку формулу:

Nn° = Ar - Z

 

Номер періоду показує кількість енергетичних рівнів та зумовлює радіус атома.

Номер групи показує кількість електронів на останньому (валентному) енергетичному рівні (це характерно тільки для елементів головних підгруп).

В процесі подальшого вивчення будови атома вченим вдалось пояснити перестановки в таблиці Менделєєва, а також причину того, що у більшості атомів відносна атомна маса – дробова величина.

 

Нукліди(Ізотопи)

 

Перед ученими на початку 20 ст. стояла серйозна наукова проблема: чому відносна атомна маса переважної більшості хімічних елементів – дробова величина? Вчені довели, що в природі існують атоми одного й того ж елемента з однаковим числом протонів, але різним числом нейтронів. Наприклад, у Гідрогену є три природних різновиди атомів:

 

Протій Дейтерій Тритій

Н Д Т

1 р⁺ 0 n ° 1 р⁺ 1 n ° 1 р⁺ 2 n °

 

Н2О Д2О Т2О

Вода Важка вода Надважка вода

Різновиди атомів одного й того ж хімічного елемента, які містять однакову кількість протонів, але різну кількість нейтронів, називаються нуклідами(ізотопами).

Нуклонне число(Ar)

\

⁹ B ← символ хімічного елемента

⁴

\ порядковий номер елемента, протонне число, заряд ядра

 

Н у к л і д и

 

Ізотопи	Ізобари	Ізотони
Різновид атомів певного елемента (нукліда),які мають однакове число протонів, але різне число нейтронів	різновиди атомів одного елемента, які мають однакове масове число, але різну кількість протонів та нейтронів	різновиди атомів одного елемента, які мають однакове число нейтронів, але різне масове число та кількість протонів
40Ca (20p, 20n), 20 42Ca (20p, 22n), 20 43Ca (20p, 23n).	40Ar (18p, 22n), 19 40K (19p, 21n), 20 40Ca (20p, 20n).	136Xe (54p, 82n), 56 138Ba (56p, 82n), 57 139La (57p, 82n).

 

 

Радіоактивність – здатність елементів випромінювати невидимі промені.

 

Існують такі види радіоактивного випромінювання:	Характеристики випромінювання:
ά (альфа) – випромінювання ядер Гелію Не.	Відхиляється у магнітному полі до негативного полюса, затримується папером, має дуже малу проникаючу здатність
β (бета) – випромінювання електронів е‾.	Відхиляється у магнітному полі до позитивного полюса, затримується свинцем товщиною 1 мм
γ (гамма) – випромінювання електромагнітних хвиль.	Велика проникаюча здатність, проникає через свинець товщиною 1 см

Будова енергетичних рівнів(електронних оболонок) хімічних елементів малих періодів

 

Перед ученими на початку 20 ст. стояла серйозна наукова проблема: чому заряд ядра наростає плавно, а властивості хімічних елементів змінюються періодично? Очевидно, причина криється не тільки в будові ядра, а й в будові енергетичних рівнів атома.

В 1920-1930 рр. були проведені дослідження природи електрона. Результати експериментів свідчили, що електрон характеризується такими параметрами:

- маса спокою;

- фотоелектричний ефект;

- дифракція,

- інтерференція;

Таким чином, електрон має двоїсту природу - частинки та хвилі.

 

Стан електрона в атомі визначається набором чотирьох квантових чисел:

n - головне квантове число. Характеризує енергію орбіталі і показує відстань від орбіталі до центру ядра, тобто визначає радіус атома. Воно може мати цілочисельні значення від одиниці до нескінченності. 1 ≤ n = ∞

Головне квантове число визначає розміри «електронної хмари».

Головне квантове число n 1 2 3 4 5 6

Позначення енергетичного рівня K L M N O P

l - побічне орбітальне або азимутальне квантове число. Це число визначає форму орбіталі та кількість атомних орбіталей.. Воно може мати цілочисельні значення від 0 до n-1.

Орбітальне квантове число l 0 1 2 3

Позначка енергетичного підрівня s p d f

 

m - магнітне квантове число. Визначає орієнтацію електронної хмари у просторі. Може набувати цілочисельних значень в межах - l; 0; + l.

 

m _s – спінове квантове число. Визначає власний момент обертання електрона навколо своєї осі: за та проти часової стрілки.

 

Простір навколо ядра, в якому найімовірніше перебування електрона - атомна(електронна) орбіталь.

Енергетичний рівень -сукупність орбіталей, які характеризуються однаковим значенням головного квантового числа n.

 

Розташування електронів на енергетичних рівнях підлягає таким правилам:

Принцип Паулі - у атомі не може бути двох електронів, які характеризуються однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел, тобто на одній орбіталі знаходяться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни.

Перше правило Клечковського – розподіл електронів в атомі здійснюється у відповідності з принципом найменшої енергії, тобто енергетичні підрівні заповнюються за зростанням їхньої енергії, яка характеризується сумою n + l, тобто спочатку заповнюються тіенергетичні підрівні, для яких сума n + l менше.

Друге правило Клечковського - Якщо сума n + l для двох підрівнів однакова, то спочатку електрони займають атомну орбіталь, яка має менше значення n. Наприклад, сума n + l для 3 d- та 4 р - підрівнів однакова і дорівнює 5, то спочатку заповнюється електронами той рівень, для якого значення n менше, тобто 3 d- підрівень.

Правило Гунда (Хунда) - правило найбільшого сумарного спінового числа. Сумарне спінове число електронів не повністю завершеного енергетичного рівня має бути максимальним.

 

З вищевказаного можна зробити такі висновки:

- під час заповнення підрівня електрони посідають вільні орбітами доти, п