Глава 2. Строение атома и периодический закон

Модели строения атома

Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью (А. Беккерель, 1896 г.). Последовав­шее за этим установление природы α-, β- и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде и открытие ядер атомов позволили Э. Резерфорду (1911 г.) предложить одну из первых моделей строения атома.

Планетарная модель Резерфорда. Суть планетарной модели строения атома можно свести к следующим утверждениям:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредо­точены в его ядре.

3. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Эта модель оказалась очень наглядной и полезной для объясне­ния многих экспериментальных данных, но обнаружила и свои недостатки.

Теория Бора. В 1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения атома, в основу положено два необычных постулата:

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2. При движении по стационарным орбитам электрон не излу­чает и не поглощает энергии.

Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не под­чиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состоя­ния в другое, что соответ­ствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия ∆ Е, вели­чина которой определяется соотношением:

∆ Е = Е ₁ – Е ₂ = hν­,

где ν­ – частота излучения, h = 6,626∙10^–34 Дж∙с (постоянная Планка).

Квантовая модель строения атома. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом. В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную природу (корпускулярно-волновой дуализм). Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, напри­мер, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны элек­трона λ и его скорость υ связаны соотношением де Бройля: λ = h / тυ, где т – масса электрона (9,1∙10^–19 г или 0,00055 а.е.м., заряд –1).

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот.

Вероятностное нахождение электрона в определенном положе­нии в любой момент времени соответствует принципу неопределен­ности Гейзенберга: положение и момент электрона не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траектори­ям, а может находиться в любой части околоядерного простран­ства, однако вероятность его нахождения в разныхчастях этого пространства неодинакова.

Орбиталь – совокупность положений электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее на­звание – нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а числе протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Протон (р) – элементарная частица, с массой 1,00728 а.е.м. и положительным зарядом, нейтрон (n) – тоже элементарная частица, с массой 1,00867 а.е.м., не обладающая зарядом.

Число нейтронов равняется разности между массовым числом и порядковым номером: ²⁰³₈₁Tl (81 р, 122 n); талий ²⁰⁵₈₁Tl (81 р, 124 n).

Число нейтронов в ядрах всех элементов может быть различным. Атомы с одинаковым зарядом ядра (и соответственно химическими свойствами), но разным числом нейтронов называются изотопами (³⁵₁₇Cl, ³⁷₁₇Cl).

Каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изотопов. Этим и объясняются дробные значения атомных масс: так, изотоп ³⁵Cl в природе составляет 75,5%, а ³⁷Cl – 24,5%; в результате средняя атомная масса хлора равна 35,5%.

Изобары – химические элементы с одинаковыми массовыми числами, по разным зарядам ядер (⁴⁰₁₈Ar, ⁴⁰₁₉K, ⁴⁰₂₀Ca).

Сформулированные выше положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, – квантовой меха­ники. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли Л. де Бройль, В. Гейзенберг, Э. Шредингер, П. Дирак.

В соответствии с квантовой механикой движение элек­трона вокруг ядра атома нельзя рассматривать просто как механиче­ское перемещение. Сложность и своеобразие такого движения де­тально и описывается уравнением Шредингера (иногда это уравнение называют волно­вым).

Поскольку электрон обладает волновыми свой­ствами, то его движение можно описать с помощью так называемой волновой функции, обозначаемой греческой буквой ψ. Физический смысл волновой функции (х, у, z) таков, что квадрат абсолютного значения волновой функции |ψ(х,у,z)|² пропорционален вероятности нахождения электрона в какой-либо точке пространства с координа­тами x, у, z.

Наиболее важным следствием из квантовой механики явля­ется то, что вся совокупность сложных движений электрона в ато­ме описывается четырьмя квантовыми числами, главным п, побочным l, магнитным m_l, спиновым m_s.

 

Квантовые числа электронов

 

Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона на данной орбитали (п = 1, 2, 3,...). Главное квантовое число для атомов известных элементов имеет семь значений: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Число энергетческих уровней в атом равно номеру периода, в котором элемент расположен.

Побочное (ор­битальное) квантовое число l (l = 0, 1, ..., п - 1) оп­ределяет раз­личное энергетическое состояние электронов принадлежащих к различным подуровням данного энер­гетического уровня. Обычно численные значения l принято обозначать бу­квенными символами s, p, d, f. В этом случае говорят о s-, p-, d‑, f- орбиталях. Электрон с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, p-, d‑, f- состояниях различна. Форма электронного облака зависит от значе­ния побочного квантового числа l. Так, если l = 0 (s -орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую сим­метрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l = 1 (р -орбиталь) электронное облако имеет форму ганте­ли, т.е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки». Формы электронных облаков d- и f -электронов намного сложнее.

Форма и направленность в пространстве электронных облаков s - и р- орбиталей:

Первый уровень имее только s -подуровень, второй расщепляется на s - и р -подуровни, третий – на s-, p-, d- подуровни, четвертый, пятый, шестой и седьмой на s-, p-, d-, f- подуровни.

Магнитное квантовое число m_l харак­теризует ориентацию орбитали в пространстве, обусловленную орбитальным магнитным моментом электрона, т.е. появлением магнитного поля (от - l до + l, включая 0, т.е. всего 2 l + 1). Каждый энергетический подуровень содержит определенное число орбиталей: s -подуровень состоит из одной орбитали, р -подуровень – из трех, d -подуровень – из пяти, f -подуровень – из семи орбиталей. Графически орбиталь изображается в виде квантовой (энергетической) ячейки.

Максимальное число электронов на одной орбитали определяется числом значений спинового квантового числа.

Спиновое квантовое число т_s отражает наличие у электрона собственного момента импуль­са (от анг. spin – вращение). Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = ½ (+½ или -½). Графически электроны с т_s­­ = +½ изображаются стрелкой ↑, а электроны с т_s = -½ стрелкой ↓. Одну орбиталь могут занимать только электроны, имеющие противоположные спины, называют электронами с антипараллельными спинами и обозначают ↑↓.