n atomo elektroninė struktūra. Periodinis dėsnis ir atomų sandaros teorija

Atomų branduolių sandara

Radioaktyvus skilimas

Radioaktyvaus skilimo rūšys

Pirmųjų trijų laikotarpių elementų atomų elektroninių apvalkalų struktūra

Cheminės medžiagos yra tai, iš ko susideda mus supantis pasaulis.

Kiekvienos cheminės medžiagos savybės skirstomos į dvi rūšis: chemines, kurios apibūdina jos gebėjimą sudaryti kitas medžiagas, ir fizines, kurios yra objektyviai stebimos ir gali būti vertinamos atskirai nuo cheminių virsmų. Pavyzdžiui, fizikinės medžiagos savybės yra jos agregacijos būsena (kieta, skysta ar dujinė), šilumos laidumas, šiluminė talpa, tirpumas įvairiose terpėse (vandenyje, alkoholyje ir kt.), tankis, spalva, skonis ir kt.

Kai kurių cheminių medžiagų virtimas kitomis medžiagomis vadinamas cheminiais reiškiniais arba cheminėmis reakcijomis. Reikėtų pažymėti, kad yra ir fizinių reiškinių, kuriuos akivaizdžiai lydi bet kokių fizikinių medžiagos savybių pasikeitimas, jai nevirstant į kitas medžiagas. Pavyzdžiui, fiziniai reiškiniai apima ledo tirpimą, vandens užšalimą ar išgaravimą ir kt.

Apie tai, kad proceso metu vyksta cheminis reiškinys, galima spręsti stebint būdingus cheminių reakcijų požymius, tokius kaip spalvos pasikeitimas, nuosėdų susidarymas, dujų išsiskyrimas, šilumos ir (ar) šviesos išsiskyrimas.

Pavyzdžiui, išvadą apie cheminių reakcijų atsiradimą galima padaryti stebint:

Nuosėdų susidarymas verdant vandeniui, kasdieniame gyvenime vadinamas nuosėdomis;

Šilumos ir šviesos išsiskyrimas degant ugniai;

Šviežio obuolio pjūvio spalvos pasikeitimas ore;

Dujų burbuliukų susidarymas tešlos fermentacijos metu ir kt.

Mažiausios medžiagos dalelės, kurios cheminių reakcijų metu praktiškai nesikeičia, o tik nauju būdu jungiasi viena su kita, vadinamos atomais.

Pati idėja apie tokių materijos vienetų egzistavimą kilo senovės Graikijoje senovės filosofų galvose, o tai iš tikrųjų paaiškina termino „atomas“ kilmę, nes „atomos“ pažodžiui išvertus iš graikų kalbos reiškia „nedalomas“.

Tačiau, priešingai nei mano senovės graikų filosofai, atomai nėra absoliutus materijos minimumas, t.y. jie patys turi sudėtingą struktūrą.

Kiekvienas atomas susideda iš vadinamųjų subatominių dalelių – protonų, neutronų ir elektronų, atitinkamai žymimų simboliais p +, n o ir e -. Naudojamo žymėjimo viršutinis indeksas rodo, kad protonas turi vienetinį teigiamą krūvį, elektronas turi vienetą neigiamą krūvį, o neutronas neturi.

Kalbant apie kokybinę atomo struktūrą, kiekviename atome visi protonai ir neutronai yra susitelkę į vadinamąjį branduolį, aplink kurį elektronai sudaro elektronų apvalkalą.

Protono ir neutrono masės beveik vienodos, t.y. m p ≈ m n, o elektrono masė beveik 2000 kartų mažesnė už kiekvieno iš jų masę, t.y. m p /m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Kadangi pagrindinė atomo savybė yra jo elektrinis neutralumas, o vieno elektrono krūvis lygus vieno protono krūviui, iš to galime daryti išvadą, kad elektronų skaičius bet kuriame atome yra lygus protonų skaičiui.

Pavyzdžiui, toliau pateiktoje lentelėje parodyta galima atomų sudėtis:

Vienodo branduolio krūvio atomų tipas, t.y. kurių branduoliuose yra tiek pat protonų, vadinamas cheminiu elementu. Taigi iš aukščiau pateiktos lentelės galime daryti išvadą, kad atomas1 ir atomas2 priklauso vienam cheminiam elementui, o atomas3 ir atomas4 priklauso kitam cheminiam elementui.

Kiekvienas cheminis elementas turi savo pavadinimą ir individualų simbolį, kuris skaitomas tam tikru būdu. Taigi, pavyzdžiui, paprasčiausias cheminis elementas, kurio atomų branduolyje yra tik vienas protonas, vadinamas „vandeniliu“ ir žymimas simboliu „H“, kuris skaitomas kaip „pelenai“, o cheminis elementas su branduolinis krūvis +7 (ty turintis 7 protonus) - „azotas“, turi simbolį „N“, kuris skaitomas kaip „en“.

Kaip matote iš aukščiau esančios lentelės, vieno cheminio elemento atomai gali skirtis neutronų skaičiumi savo branduoliuose.

Atomai, priklausantys tam pačiam cheminiam elementui, bet turintys skirtingą neutronų skaičių ir dėl to masę, vadinami izotopais.

Pavyzdžiui, cheminis elementas vandenilis turi tris izotopus – 1 H, 2 H ir 3 H. Virš simbolio H esantys indeksai 1, 2 ir 3 reiškia bendrą neutronų ir protonų skaičių. Tie. Žinodami, kad vandenilis yra cheminis elementas, kuriam būdinga tai, kad jo atomų branduoliuose yra vienas protonas, galime daryti išvadą, kad 1H izotope iš viso nėra neutronų (1-1 = 0), 2 H izotope - 1 neutronas (2-1=1), o 3 H izotope - du neutronai (3-1=2). Kadangi, kaip jau buvo minėta, neutrono ir protono masė yra vienoda, o elektrono masė, palyginti su jais, yra nežymiai maža, tai reiškia, kad 2H izotopas yra beveik dvigubai sunkesnis nei 1H izotopas, o 3H izotopas yra net tris kartus sunkesnis . Dėl tokios didelės sklaidos vandenilio izotopų masėse izotopams 2 H ir 3 H net buvo priskirti atskiri individualūs pavadinimai ir simboliai, kas nebūdinga jokiam kitam cheminiam elementui. 2H izotopas buvo pavadintas deuteriu ir jam suteiktas simbolis D, o 3H izotopas buvo pavadintas tričiu ir simboliu T.

Jei protono ir neutrono masę laikysime kaip vieną ir nepaisysime elektrono masės, iš tikrųjų viršutinis kairysis indeksas, be bendro protonų ir neutronų skaičiaus atome, gali būti laikomas jo mase, todėl šis indeksas vadinamas masės skaičiumi ir žymimas simboliu A. Kadangi bet kurio protono branduolio krūvis atitinka atomą, o kiekvieno protono krūvis paprastai laikomas lygiu +1, protonų skaičius branduolyje vadinamas įkrovos numeriu (Z). Neutronų skaičių atome pažymėjus kaip N, masės skaičiaus, krūvio skaičiaus ir neutronų skaičiaus santykis gali būti matematiškai išreikštas taip:

Remiantis šiuolaikinėmis koncepcijomis, elektronas turi dvigubą (dalelių bangos) prigimtį. Jis turi ir dalelės, ir bangos savybių. Kaip ir dalelė, elektronas turi masę ir krūvį, tačiau tuo pat metu elektronų srautui, kaip ir bangai, būdinga savybė difrakcijai.

Elektrono būsenai atome apibūdinti pasitelkiamos kvantinės mechanikos sąvokos, pagal kurias elektronas neturi konkrečios judėjimo trajektorijos ir gali išsidėstyti bet kuriame erdvės taške, tačiau su skirtingomis tikimybėmis.

Erdvės aplink branduolį sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas, vadinama atomine orbita.

Atominė orbita gali būti įvairių formų, dydžių ir orientacijų. Atominė orbita taip pat vadinama elektronų debesimi.

Grafiškai viena atominė orbita paprastai žymima kaip kvadratinė ląstelė:

Kvantinė mechanika turi itin sudėtingą matematinį aparatą, todėl mokyklinio chemijos kurso rėmuose nagrinėjamos tik kvantinės mechanikos teorijos pasekmės.

Pagal šias pasekmes bet kuri atominė orbita ir joje esantis elektronas visiškai charakterizuojami 4 kvantiniais skaičiais.

• Pagrindinis kvantinis skaičius n nustato bendrą elektrono energiją tam tikroje orbitoje. Pagrindinio kvantinio skaičiaus reikšmių diapazonas yra visi natūralieji skaičiai, t.y. n = 1,2,3,4,5 ir t.t.
• Orbitinis kvantinis skaičius – l – apibūdina atominės orbitos formą ir gali turėti bet kokią sveikojo skaičiaus reikšmę nuo 0 iki n-1, kur n, prisiminimas, yra pagrindinis kvantinis skaičius.

Vadinamos orbitalės, kurių l = 0 s- orbitos. s-orbitalės yra sferinės formos ir neturi kryptingumo erdvėje:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 1 p- orbitos. Šios orbitos turi trimatės aštuonių figūrų formą, t.y. forma, gauta sukant aštuonetą aplink simetrijos ašį, ir iš išorės primena hantelį:

Vadinamos orbitalės, kurių l = 2 d- orbitos, o kai l = 3 – f- orbitos. Jų struktūra yra daug sudėtingesnė.

3) Magnetinis kvantinis skaičius – m l – nustato konkrečios atominės orbitos erdvinę orientaciją ir išreiškia orbitos kampinio momento projekciją į magnetinio lauko kryptį. Magnetinis kvantinis skaičius m l atitinka orbitos orientaciją išorinio magnetinio lauko stiprumo vektoriaus krypties atžvilgiu ir gali priimti bet kokias sveikąsias reikšmes nuo –l iki +l, įskaitant 0, t.y. bendras galimų verčių skaičius yra (2l+1). Taigi, pavyzdžiui, l = 0 m l = 0 (viena reikšmė), l = 1 m l = -1, 0, +1 (trys reikšmės), l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1, +2 (penkios magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmės) ir kt.

Taigi, pavyzdžiui, p-orbitalės, t.y. orbitos, kurių orbitinis kvantinis skaičius l = 1, turinčios „trimatės aštuonių figūros“ formą, atitinka tris magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmes (-1, 0, +1), kurios savo ruožtu atitinka trys kryptys, statmenos viena kitai erdvėje.

4) sukimosi kvantinis skaičius (arba tiesiog sukinys) – m s – sąlyginai gali būti laikomas atsakingu už elektrono sukimosi kryptį atome; Elektronai su skirtingais sukiniais žymimi vertikaliomis rodyklėmis, nukreiptomis į skirtingas puses: ↓ ir .

Visų atomo orbitalių, turinčių tą patį pagrindinį kvantinį skaičių, rinkinys vadinamas energijos lygiu arba elektronų apvalkalu. Bet koks savavališkas energijos lygis su tam tikru skaičiumi n susideda iš n 2 orbitalių.

Orbitų rinkinys, turintis tas pačias pagrindinio kvantinio skaičiaus ir orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmes, reiškia energijos polygį.

Kiekvienas energijos lygis, atitinkantis pagrindinį kvantinį skaičių n, turi n polygių. Savo ruožtu kiekvienas energijos polygis, kurio orbitinis kvantinis skaičius l, susideda iš (2l+1) orbitalių. Taigi, s polygis susideda iš vienos s orbitalės, p polygis susideda iš trijų p orbitalių, d sublygis susideda iš penkių d orbitalių, o f polygis susideda iš septynių f orbitalių. Kadangi, kaip jau minėta, viena atominė orbita dažnai žymima viena kvadratine ląstele, s-, p-, d- ir f-polygiai gali būti grafiškai pavaizduoti taip:

Kiekviena orbita atitinka atskirą griežtai apibrėžtą trijų kvantinių skaičių n, l ir m l rinkinį.

Elektronų pasiskirstymas tarp orbitalių vadinamas elektronų konfigūracija.

Atominės orbitalės užpildomos elektronais pagal tris sąlygas:

• Minimalios energijos principas: Elektronai užpildo orbitales pradedant nuo žemiausio energijos polygio. Polygių seka didėjančia jų energijų tvarka yra tokia: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Kad būtų lengviau atsiminti šią elektroninių polygių pildymo seką, labai patogu yra tokia grafinė iliustracija:

• Pauli principas: Kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau kaip du elektronai.

Jei orbitoje yra vienas elektronas, tai jis vadinamas nesuporuotu, o jei yra du, tada jie vadinami elektronų pora.

• Hundo taisyklė: stabiliausia atomo būsena yra ta, kai viename polygyje atomas turi didžiausią galimą nesuporuotų elektronų skaičių. Ši stabiliausia atomo būsena vadinama pagrindine.

Tiesą sakant, tai, kas išdėstyta pirmiau, reiškia, kad, pavyzdžiui, 1-ojo, 2-ojo, 3-iojo ir 4-ojo elektronų išdėstymas trijose p-polygio orbitose bus atliekamas taip:

Atominės orbitalės užpildomos iš vandenilio, kurio įkrovos numeris yra 1, į kriptoną (Kr), kurio įkrovos skaičius yra 36, ​​taip:

Toks atominių orbitalių užpildymo tvarkos pavaizdavimas vadinamas energijos diagrama. Remiantis atskirų elementų elektroninėmis diagramomis, galima užrašyti jų vadinamąsias elektronines formules (konfigūracijas). Taigi, pavyzdžiui, elementas, turintis 15 protonų ir dėl to 15 elektronų, t.y. fosforo (P) energijos diagrama bus tokia:

Pavertus į elektroninę formulę, fosforo atomas įgis tokią formą:

15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Įprasto dydžio skaičiai polygio simbolio kairėje rodo energijos lygio numerį, o viršutiniai indeksai dešinėje polygio simbolio rodo elektronų skaičių atitinkamame polygyje.

Žemiau pateikiamos D.I. pirmųjų 36 periodinės lentelės elementų elektroninės formulės. Mendelejevas.

Kaip jau minėta, pagrindinėje būsenoje elektronai atominėse orbitose išsidėstę pagal mažiausios energijos principą. Tačiau esant tuščioms p-orbitalėms pagrindinėje atomo būsenoje, dažnai, suteikiant jam energijos perteklių, atomas gali būti perkeltas į vadinamąją sužadintą būseną. Pavyzdžiui, boro atomas pagrindinėje būsenoje turi elektroninę konfigūraciją ir tokios formos energijos diagramą:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

Ir susijaudinus (*), t.y. Kai boro atomui suteikiama šiek tiek energijos, jo elektronų konfigūracija ir energijos diagrama atrodys taip:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Priklausomai nuo to, kuris atomo polygis užpildytas paskutinis, cheminiai elementai skirstomi į s, p, d arba f.

s, p, d ir f elementų radimas lentelėje D.I. Mendelejevas:

• S elementai turi paskutinį s polygį, kurį reikia užpildyti. Šie elementai apima pagrindinių (lentelės langelio kairėje) I ir II grupių pogrupių elementus.
• P elementams užpildomas p polygis. P-elementai apima paskutinius šešis kiekvieno laikotarpio elementus, išskyrus pirmąjį ir septintąjį, taip pat pagrindinių III-VIII grupių pogrupių elementus.
• d-elementai dideliais laikotarpiais yra tarp s- ir p-elementų.
• f-elementai vadinami lantanidais ir aktinidais. Jie išvardyti D.I. lentelės apačioje. Mendelejevas.

(Paskaitų konspektas)

Atomo sandara. Įvadas.

Chemijos studijų objektas – cheminiai elementai ir jų junginiai. Cheminis elementas vadinama atomų rinkiniu, turinčiu tą patį teigiamą krūvį. Atom- yra mažiausia cheminio elemento dalelė, kuri ją išsaugo cheminės savybės. Susijungdami vienas su kitu, tų pačių ar skirtingų elementų atomai sudaro sudėtingesnes daleles - molekules. Atomų ar molekulių rinkinys sudaro chemines medžiagas. Kiekvienai atskirai cheminei medžiagai būdingas individualių fizinių savybių rinkinys, pvz., virimo ir lydymosi temperatūra, tankis, elektros ir šilumos laidumas ir kt.

1. Atomo sandara ir periodinė elementų lentelė

DI. Mendelejevas.

Periodinės elementų lentelės pildymo tvarkos dėsnių išmanymas ir supratimas D.I. Mendelejevas leidžia suprasti šiuos dalykus:

1. fizinė tam tikrų elementų egzistavimo gamtoje esmė,

2. elemento cheminio valentingumo pobūdis,

3. elemento gebėjimas ir „lengvumas“ duoti arba priimti elektronus sąveikaujant su kitu elementu,

4. cheminių ryšių, kuriuos tam tikras elementas gali sudaryti sąveikaujant su kitais elementais, pobūdis, paprastų ir sudėtingų molekulių erdvinė struktūra ir kt.

Atomo sandara.

Atomas yra sudėtinga judančių ir tarpusavyje sąveikaujančių elementariųjų dalelių mikrosistema.

XIX amžiaus pabaigoje ir XX amžiaus pradžioje buvo nustatyta, kad atomai susideda iš mažesnių dalelių: neutronų, protonų ir elektronų. Paskutinės dvi dalelės yra įkrautos dalelės, protonas turi teigiamą krūvį, elektronas – neigiamą. Kadangi pagrindinės būsenos elemento atomai yra elektriškai neutralūs, tai reiškia, kad protonų skaičius bet kurio elemento atome yra lygus elektronų skaičiui. Atomų masė nustatoma pagal protonų ir neutronų masių sumą, kurios skaičius lygus atomų masės ir jo eilės numerio periodinėje sistemoje D.I. Mendelejevas.

1926 m. Schrödingeris pasiūlė aprašyti mikrodalelių judėjimą elemento atome naudojant jo gautą bangų lygtį. Sprendžiant vandenilio atomo Schrödingerio bangos lygtį, atsiranda trys sveikieji kvantiniai skaičiai: n, ℓ Ir m ℓ , kurie apibūdina elektrono būseną trimatėje erdvėje centriniame branduolio lauke. Kvantiniai skaičiai n, ℓ Ir m ℓ imti sveikąsias reikšmes. Bangos funkcija, apibrėžta trimis kvantiniais skaičiais n, ℓ Ir m ℓ ir gauta išsprendus Šriodingerio lygtį, vadinama orbitale. Orbitalė yra erdvės sritis, kurioje greičiausiai randamas elektronas, priklausantis cheminio elemento atomui. Taigi, išsprendus vandenilio atomo Schrödingerio lygtį, atsiranda trys kvantiniai skaičiai, kurių fizinė reikšmė yra ta, kad jie apibūdina tris skirtingus orbitų tipus, kuriuos atomas gali turėti. Pažvelkime atidžiau į kiekvieną kvantinį skaičių.

Pagrindinis kvantinis skaičius n gali įgauti bet kokias teigiamas sveikąsias reikšmes: n = 1,2,3,4,5,6,7...Jis apibūdina elektronų lygio energiją ir elektronų „debesėlio“ dydį. Būdinga tai, kad pagrindinio kvantinio skaičiaus skaičius sutampa su periodo, kuriame yra elementas, skaičiumi.

Azimutinis arba orbitinis kvantinis skaičiusℓ gali gauti sveikųjų skaičių reikšmes iš ℓ = 0….į n – 1 ir nustato elektronų judėjimo momentą, t.y. orbitos forma. Įvairioms skaitinėms ℓ reikšmėms naudojamas toks žymėjimas: ℓ = 0, 1, 2, 3 ir yra pažymėtos simboliais s, p, d, f, atitinkamai už ℓ = 0, 1, 2 ir 3. Periodinėje elementų lentelėje nėra elementų su sukimosi skaičiumi ℓ = 4.

Magnetinis kvantinis skaičiusm ℓ charakterizuoja elektronų orbitalių erdvinį išsidėstymą ir atitinkamai elektrono elektromagnetines savybes. Jis gali imti vertybes iš – ℓ prie + ℓ , įskaitant nulį.

Atominių orbitalių forma, tiksliau, simetrijos savybės priklauso nuo kvantinių skaičių ℓ Ir m ℓ . „Elektroninis debesis“ atitinka s- orbitos turi rutulio formą (tuo pačiu metu ℓ = 0).

1 pav. 1s orbita

Orbitalės, apibrėžtos kvantiniais skaičiais ℓ = 1 ir m ℓ = -1, 0 ir +1, vadinamos p-orbitalėmis. Kadangi m ℓ turi tris skirtingas reikšmes, atomas turi tris energetiškai lygiavertes p-orbitales (jų pagrindinis kvantinis skaičius yra vienodas ir gali turėti reikšmę n = 2,3,4,5,6 arba 7). p-orbitalės turi ašinę simetriją ir yra trimačių aštuntukų formos, orientuotos išilgai x, y ir z ašių išoriniame lauke (1.2 pav.). Iš čia ir kilo simbolikos p x , p y ir p z .

2 pav. p x, p y ir p z orbitalės

Be to, yra d- ir f- atominės orbitalės, kurių pirmoji ℓ = 2 ir m ℓ = -2, -1, 0, +1 ir +2, t.y. penki AO, antriesiems ℓ = 3 ir m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ir +3, t.y. 7 UAB.

Ketvirtasis kvantas m s vadinamas sukimosi kvantiniu skaičiumi, buvo pristatytas Goudsmit ir Uhlenbeck 1925 m., norėdami paaiškinti kai kuriuos subtilius vandenilio atomo spektro efektus. Elektrono sukinys – tai įkrautos elementariosios elektrono dalelės kampinis impulsas, kurio orientacija yra kvantuota, t.y. griežtai apribota tam tikrais kampais. Šią orientaciją lemia sukimosi magnetinio kvantinio skaičiaus (-ių), kuris elektronui yra lygus ½ , todėl elektronui pagal kvantavimo taisykles m s = ± ½. Šiuo atžvilgiu prie trijų kvantinių skaičių rinkinio turėtume pridėti kvantinį skaičių m s . Dar kartą pabrėžkime, kad keturi kvantiniai skaičiai lemia Mendelejevo periodinės elementų lentelės sudarymo tvarką ir paaiškina, kodėl pirmajame periode yra tik du elementai, antrajame ir trečiame – aštuoni, ketvirtajame – 18 ir tt. Norint paaiškinti daugelio elektronų atomų struktūrą, elektroninių lygių užpildymo tvarką didėjant teigiamam atomo krūviui, neužtenka turėti supratimo apie keturis kvantinius skaičius, kurie „valdo“ elektronų elgesį, kai užpildyti elektronų orbitales, bet jūs turite žinoti keletą paprastesnių taisyklių, būtent, Pauli principas, Hundo taisyklė ir Kleczkowski taisyklės.

Pagal Pauli principą Toje pačioje kvantinėje būsenoje, kuriai būdingos tam tikros keturių kvantinių skaičių reikšmės, negali būti daugiau nei vienas elektronas. Tai reiškia, kad vienas elektronas iš esmės gali būti dedamas į bet kurią atominę orbitą. Du elektronai gali būti toje pačioje atominėje orbitoje tik tuo atveju, jei jų sukimosi kvantiniai skaičiai skiriasi.

Pripildant tris p-AO, penkis d-AO ir septynis f-AO elektronais, be Pauli principo, reikia vadovautis Hundo taisykle: Vieno posluoksnio orbitalių užpildymas pagrindinėje būsenoje vyksta elektronais su identiškais sukiniais.

Užpildant sublukštus (p, d, f)absoliuti sukimų sumos vertė turi būti maksimali.

Klečkovskio taisyklė. Pagal Klečkovskio taisyklę, pildantd Ir fturi būti gerbiama elektronų orbitaminimalios energijos principas. Pagal šį principą elektronai pagrindinėje būsenoje užima orbitas su minimaliais energijos lygiais. Polygio energiją lemia kvantinių skaičių suman + ℓ = E .

Pirmoji Klečkovskio taisyklė: Pirma, tie polygiai, kuriemsn + ℓ = E minimalus.

Antroji Klečkovskio taisyklė: lygybės atvejun + ℓ keliems polygiams, kurių polygisn minimalus .

Šiuo metu žinomi 109 elementai.

2. Jonizacijos energija, elektronų afinitetas ir elektronegatyvumas.

Svarbiausios atomo elektroninės konfigūracijos charakteristikos yra jonizacijos energija (IE) arba jonizacijos potencialas (IP) ir atomo afinitetas elektronams (EA). Jonizacijos energija – tai energijos pokytis pašalinant elektroną iš laisvo atomo esant 0 K: A = + + ē . Jonizacijos energijos priklausomybė nuo elemento atominio skaičiaus Z ir atomo spindulio dydžio turi ryškų periodiškumą.

Elektronų giminingumas (EA) yra energijos pokytis, lydimas elektrono pridėjimo prie izoliuoto atomo, kad susidarytų neigiamas jonas 0 K temperatūroje: A + ē = A - (atomas ir jonas yra pagrindinės būsenos).Šiuo atveju elektronas užima žemiausią laisvą atominę orbitalę (LUAO), jei VZAO užima du elektronai. SE labai priklauso nuo jų orbitinės elektroninės konfigūracijos.

EI ir SE pokyčiai koreliuoja su daugelio elementų ir jų junginių savybių pokyčiais, kurie naudojami šioms savybėms prognozuoti pagal EI ir SE vertes. Halogenai turi didžiausią absoliutų elektronų giminingumą. Kiekvienoje periodinės elementų lentelės grupėje jonizacijos potencialas arba EI mažėja didėjant elementų skaičiui, o tai susiję su atomo spindulio padidėjimu ir elektroninių sluoksnių skaičiaus padidėjimu ir tai gerai koreliuoja su redukcinio kiekio padidėjimu. elemento galia.

Periodinės elementų lentelės 1 lentelėje parodytos EI ir SE vertės eV/vienam atomui. Atkreipkite dėmesį, kad tikslios SE reikšmės žinomos tik keletui atomų, jų reikšmės paryškintos 1 lentelėje.

1 lentelė

Pirmoji atomų jonizacijos energija (EI), elektronų giminingumas (EA) ir elektronegatyvumas χ) periodinėje lentelėje.

χ – elektronegatyvumas pagal Paulingą

r- atominis spindulys, (iš „Bendrosios ir neorganinės chemijos laboratorinių ir seminarinių užsiėmimų“, N. S. Akhmetovas, M. K. Azizova, L. I. Badygina)

Kaip žinote, visa medžiaga Visatoje susideda iš atomų. Atomas yra mažiausias medžiagos vienetas, turintis savo savybes. Savo ruožtu atomo struktūrą sudaro magiška mikrodalelių trejybė: protonai, neutronai ir elektronai.

Be to, kiekviena mikrodalelė yra universali. Tai yra, jūs negalite rasti dviejų skirtingų protonų, neutronų ar elektronų pasaulyje. Jie visi yra visiškai panašūs vienas į kitą. O atomo savybės priklausys tik nuo kiekybinės šių mikrodalelių sudėties bendroje atomo struktūroje.

Pavyzdžiui, vandenilio atomo struktūra susideda iš vieno protono ir vieno elektrono. Kitas sudėtingiausias atomas, helis, susideda iš dviejų protonų, dviejų neutronų ir dviejų elektronų. Ličio atomas – sudarytas iš trijų protonų, keturių neutronų ir trijų elektronų ir kt.

Atomai susijungia ir sudaro molekules, o molekulės susijungia į medžiagas, mineralus ir organizmus. DNR molekulė, kuri yra visų gyvų dalykų pagrindas, yra struktūra, surinkta iš tų pačių trijų stebuklingų visatos plytų, kaip ir akmuo, gulintis ant kelio. Nors ši struktūra yra daug sudėtingesnė.

Dar nuostabesni faktai atskleidžiami, kai bandome atidžiau pažvelgti į atominės sistemos proporcijas ir sandarą. Yra žinoma, kad atomas susideda iš branduolio ir elektronų, judančių aplink jį rutulį apibūdinančia trajektorija. Tai yra, to net negalima pavadinti judėjimu įprasta to žodžio prasme. Atvirkščiai, elektronas yra visur ir iš karto šioje sferoje, aplink branduolį sukuria elektronų debesį ir sudaro elektromagnetinį lauką.

Atomo branduolys susideda iš protonų ir neutronų, jame sutelkta beveik visa sistemos masė. Tačiau tuo pačiu metu pats branduolys yra toks mažas, kad padidinus jo spindulį iki 1 cm, visos atominės struktūros spindulys pasieks šimtus metrų. Taigi viską, ką mes suvokiame kaip tankią medžiagą, sudaro daugiau nei 99% energetinių ryšių tarp fizinių dalelių ir mažiau nei 1% pačių fizinių formų.

Bet kas yra šios fizinės formos? Iš ko jie pagaminti ir kokios medžiagos? Norėdami atsakyti į šiuos klausimus, atidžiau pažvelkime į protonų, neutronų ir elektronų struktūras. Taigi, nusileidžiame dar vienu laipteliu į mikropasaulio gelmes – į subatominių dalelių lygį.

Iš ko susideda elektronas?

Mažiausia atomo dalelė yra elektronas. Elektronas turi masę, bet neturi tūrio. Mokslinėje sampratoje elektronas nesudaro nieko, bet yra taškas be struktūros.

Mikroskopu elektrono nematyti. Jis matomas tik elektronų debesies pavidalu, kuris atrodo kaip neryški sfera aplink atomo branduolį. Tuo pačiu metu neįmanoma tiksliai pasakyti, kur elektronas yra tam tikru momentu. Prietaisai gali užfiksuoti ne pačią dalelę, o tik jos energijos pėdsaką. Elektrono esmė nėra įtraukta į materijos sampratą. Tai veikiau kaip kokia tuščia forma, kuri egzistuoja tik judesyje ir dėl judėjimo.

Jokia elektrono struktūra dar nebuvo atrasta. Tai ta pati taškinė dalelė kaip energijos kvantas. Tiesą sakant, elektronas yra energija, tačiau jis yra stabilesnė jo forma nei ta, kurią vaizduoja šviesos fotonai.

Šiuo metu elektronas laikomas nedalu. Tai suprantama, nes neįmanoma padalinti to, kas neturi apimties. Tačiau teorija jau turi raidų, pagal kurias elektronas turi trejybę tokių kvazidalelių kaip:

• Orbiton – talpina informaciją apie elektrono padėtį orbitoje;
• Spinonas – atsakingas už sukimąsi arba sukimo momentą;
• Holonas – neša informaciją apie elektrono krūvį.

Tačiau, kaip matome, kvazidalelės visiškai neturi nieko bendra su materija ir neša tik informaciją.

Įdomu tai, kad elektronas gali sugerti energijos kvantus, tokius kaip šviesa ar šiluma. Tokiu atveju atomas pereina į naują energijos lygį, o elektronų debesies ribos plečiasi. Taip pat atsitinka, kad elektrono sugeriama energija yra tokia didelė, kad jis gali iššokti iš atominės sistemos ir tęsti judėjimą kaip nepriklausoma dalelė. Tuo pačiu metu jis elgiasi kaip šviesos fotonas, tai yra, atrodo, kad nustoja būti dalele ir pradeda demonstruoti bangos savybes. Tai buvo įrodyta eksperimentu.

Jungo eksperimentas

Eksperimento metu elektronų srautas buvo nukreiptas į ekraną, kuriame buvo išpjauti du plyšiai. Praėję pro šiuos plyšius, elektronai susidūrė su kito projekcinio ekrano paviršiumi, palikdami jame savo pėdsaką. Dėl šio elektronų „bombardavimo“ projekciniame ekrane atsirado trukdžių modelis, panašus į tą, kuris atsirastų, jei bangos, bet ne dalelės, praeitų per du plyšius.

Šis modelis atsiranda todėl, kad tarp dviejų plyšių einanti banga yra padalinta į dvi bangas. Dėl tolesnio judėjimo bangos persidengia viena su kita, o kai kuriose srityse jos abipusiai panaikinamos. Dėl to projekciniame ekrane atsiranda daug kraštelių, o ne tik vienas, kaip būtų, jei elektronas elgtųsi kaip dalelė.

Atomo branduolio sandara: protonai ir neutronai

Protonai ir neutronai sudaro atomo branduolį. Ir nepaisant to, kad šerdis užima mažiau nei 1% viso tūrio, būtent šioje struktūroje sutelkta beveik visa sistemos masė. Tačiau fizikai skiriasi dėl protonų ir neutronų struktūros, ir šiuo metu yra dvi teorijos.

• Teorija Nr.1 ​​– Standartas

Standartinis modelis teigia, kad protonai ir neutronai susideda iš trijų kvarkų, sujungtų gliuonų debesimi. Kvarkai yra taškinės dalelės, kaip ir kvantai ir elektronai. O gliuonai yra virtualios dalelės, užtikrinančios kvarkų sąveiką. Tačiau gamtoje niekada nebuvo rasta nei kvarkų, nei gliuonų, todėl šis modelis susilaukia griežtos kritikos.

• 2 teorija – alternatyva

Tačiau pagal alternatyvią vieningo lauko teoriją, kurią sukūrė Einšteinas, protonas, kaip ir neutronas, kaip ir bet kuri kita fizinio pasaulio dalelė, yra elektromagnetinis laukas, besisukantis šviesos greičiu.

Kokie yra atomo sandaros principai?

Viskas pasaulyje – plona ir tanku, skysta, kieta ir dujinė – tai tik nesuskaičiuojamų laukų energetinės būsenos, persmelkiančios Visatos erdvę. Kuo aukštesnis energijos lygis lauke, tuo jis plonesnis ir mažiau juntamas. Kuo žemesnis energijos lygis, tuo jis stabilesnis ir apčiuopiamesnis. Atomo, kaip ir bet kurio kito Visatos vieneto sandara slypi tokių laukų sąveikoje – skirtingo energijos tankio. Pasirodo, materija tėra proto iliuzija.

Atomas yra mažiausia materijos dalelė. Jo tyrimas prasidėjo Senovės Graikijoje, kai atomo sandara patraukė ne tik mokslininkų, bet ir filosofų dėmesį. Kokia yra elektroninė atomo struktūra ir kokia pagrindinė informacija žinoma apie šią dalelę?

Atominė struktūra

Jau senovės graikų mokslininkai atspėjo apie mažiausių cheminių dalelių, sudarančių bet kokį objektą ir organizmą, egzistavimą. Ir jei XVII-XVIII a. chemikai buvo tikri, kad atomas yra nedaloma elementari dalelė, tada XIX–XX amžių sandūroje eksperimentiškai pavyko įrodyti, kad atomas nedalomas.

Atomas, būdamas mikroskopine medžiagos dalele, susideda iš branduolio ir elektronų. Branduolys yra 10 000 kartų mažesnis už atomą, tačiau beveik visa jo masė yra sutelkta branduolyje. Pagrindinė atomo branduolio savybė yra ta, kad jis turi teigiamą krūvį ir susideda iš protonų ir neutronų. Protonai yra teigiamai įkrauti, o neutronai neturi (jie yra neutralūs).

Jie yra sujungti vienas su kitu per stiprią branduolinę sąveiką. Protono masė yra maždaug lygi neutrono masei, bet yra 1840 kartų didesnė už elektrono masę. Protonai ir neutronai chemijoje turi bendrą pavadinimą – nukleonai. Pats atomas yra elektriškai neutralus.

Bet kurio elemento atomas gali būti pažymėtas elektronine formule ir elektronine grafine formule:

Ryžiai. 1. Elektroninė grafinė atomo formulė.

Vienintelis cheminis elementas iš periodinės lentelės, kurio branduolyje nėra neutronų, yra lengvasis vandenilis (protium).

Elektronas yra neigiamo krūvio dalelė. Elektronų apvalkalas susideda iš elektronų, judančių aplink branduolį. Elektronai turi savybę traukti prie branduolio, o vienas kitą veikia Kulono sąveika. Kad įveiktų branduolio trauką, elektronai turi gauti energiją iš išorinio šaltinio. Kuo toliau elektronas yra nuo branduolio, tuo mažiau energijos reikia.

Atominiai modeliai

Ilgą laiką mokslininkai siekė suprasti atomo prigimtį. Senovės graikų filosofas Demokritas padarė didelį indėlį anksti. Nors dabar jo teorija mums atrodo banali ir pernelyg paprasta, tuo metu, kai idėjos apie elementarias daleles tik pradėjo kilti, jo teorija apie materijos gabalėlius buvo vertinama visiškai rimtai. Demokritas tikėjo, kad bet kurios medžiagos savybės priklauso nuo atomų formos, masės ir kitų savybių. Taigi, pavyzdžiui, ugnis, jo manymu, turi aštrius atomus - štai kodėl ugnis dega; Vanduo turi lygius atomus, todėl gali tekėti; Kietuose objektuose, jo nuomone, atomai buvo šiurkštūs.

Demokritas tikėjo, kad absoliučiai viskas yra sudaryta iš atomų, net ir žmogaus siela.

1904 metais J. J. Thomson pasiūlė savo atomo modelį. Pagrindinės teorijos nuostatos susivedė į tai, kad atomas buvo vaizduojamas kaip teigiamai įkrautas kūnas, kurio viduje buvo neigiamo krūvio elektronai. Vėliau šią teoriją paneigė E. Rutherfordas.

Ryžiai. 2. Tomsono atomo modelis.

Taip pat 1904 metais japonų fizikas H. Nagaoka pagal analogiją su Saturno planeta pasiūlė ankstyvą planetinį atomo modelį. Remiantis šia teorija, elektronai yra sujungti į žiedus ir sukasi aplink teigiamai įkrautą branduolį. Ši teorija pasirodė klaidinga.

1911 metais E. Rutherfordas, atlikęs eilę eksperimentų, padarė išvadą, kad atomas savo struktūra panaši į planetų sistemą. Juk elektronai, kaip ir planetos, juda orbitomis aplink sunkų teigiamai įkrautą branduolį. Tačiau šis aprašymas prieštaravo klasikinei elektrodinamikai. Tada danų fizikas Nielsas Bohras 1913 metais pristatė postulatus, kurių esmė buvo ta, kad elektronas, būdamas kažkokiose ypatingose ​​būsenose, neišskiria energijos. Taigi Bohro postulatai parodė, kad klasikinė mechanika atomams netaikoma. Rutherfordo aprašytas ir Bohro papildytas planetinis modelis buvo vadinamas Bohr-Rutherford planetiniu modeliu.

Ryžiai. 3. Bohr-Rutherford planetinis modelis.

Tolesnis atomo tyrimas paskatino sukurti tokį skyrių kaip kvantinė mechanika, kurio pagalba buvo paaiškinta daug mokslinių faktų. Šiuolaikinės idėjos apie atomą sukurtos remiantis Bohr-Rutherford planetų modeliu. Pranešimo įvertinimas

Vidutinis įvertinimas: 4.4. Iš viso gautų įvertinimų: 469.