Атомын цөмийн бүтэц
Атомын цөмүүдхоёр төрлийн энгийн бөөмсөөс бүрдэнэ: протонууд(х) Мөн нейтрон(n). Нэг атомын цөм дэх протон ба нейтроны нийлбэрийг гэнэ нуклон тоо:,
Хаана А- нуклон тоо, Н- нейтроны тоо; З- протоны тоо.
Протон эерэг цэнэгтэй (+1), нейтрон цэнэггүй (0), электрон сөрөг цэнэгтэй (-1). Протон ба нейтроны масс нь ойролцоогоор ижил, тэдгээрийг 1-тэй тэнцүү авдаг. Электроны масс нь протоны массаас хамаагүй бага тул химийн хувьд атомын бүх массыг үл тоомсорлодог. түүний цөмд төвлөрдөг.
Цөм дэх эерэг цэнэгтэй протоны тоо нь сөрөг цэнэгтэй электронуудын тоотой тэнцүү, дараа нь атом бүхэлдээ цахилгаан саармаг.
Ижил цэнэгтэй атомууд бүрддэг химийн элемент.
Янз бүрийн элементийн атомуудыг нэрлэдэг нуклидууд.
Изотопууд- цөм дэх нейтроны тоо өөр өөр байдаг тул өөр өөр нуклонтой ижил элементийн атомууд.
Устөрөгчийн изотопууд
| Нэр | А | З | Н |
| Протиус Н | 1 | 1 | 0 |
| Дейтерий Д | 2 | 1 | 1 |
| Тритиум Т | 3 | 1 | 2 |
Цацраг идэвхт задрал
Нуклидын цөм нь бусад элементүүдийн цөм, түүнчлэн бусад бөөмсийг үүсгэхийн тулд задарч болно. Зарим элементийн атомын аяндаа задралыг гэнэ цацраг идэвхтю, мөн ийм бодисууд - цацраг идэвхтТэгээд. Цацраг идэвхт бодис нь энгийн бөөмс, цахилгаан соронзон долгионы ялгаралт дагалддаг. цацрагГ.
Цөмийн задралын тэгшитгэл- цөмийн урвал- дараах байдлаар бичигдсэн байна.
Өгөгдсөн нуклидын атомын тал хувь нь задралд орох хугацааг гэнэ хагас амьдрал.
Зөвхөн цацраг идэвхт изотопуудаас бүрдэх элементүүдийг нэрлэдэг цацраг идэвхтс. Эдгээр нь 61 ба 84-107 элементүүд юм.
Цацраг идэвхт задралын төрлүүд
1) -розпаг - бөөмс ялгардаг, i.e. Гелийн атомын цөмүүд. Энэ тохиолдолд изотопын нуклон тоо 4-өөр буурч, цөмийн цэнэг 2 нэгжээр буурч, жишээ нь: 2) -розпаг.Тогтворгүй цөмд нейтрон протон болж хувирдаг бол цөм нь электрон болон антинейтрино ялгаруулдаг. Нуклон задрах үед тоо өөрчлөгддөггүй, харин цөмийн цэнэг 1-ээр нэмэгддэг, жишээлбэл:
3) -розпад. өдөөгдсөн цөм нь маш богино долгионы урттай туяа ялгаруулдаг бол цөмийн энерги багасч, цөмийн нуклонын тоо, цэнэг өөрчлөгддөггүй, жишээлбэл:
Эхний гурван үеийн элементүүдийн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц
Электрон нь хоёрдмол шинж чанартай байдаг: энэ нь бөөмс болон долгион шиг ажиллах боломжтой. Атом дахь электрон тодорхой траекторийн дагуу хөдөлдөггүй, харин цөмийн орон зайн эргэн тойронд аль ч хэсэгт байрлаж болох боловч энэ орон зайн өөр өөр хэсэгт байх магадлал нь ижил биш юм. Цөмийн эргэн тойронд электрон байх магадлалтай орон зайг нэрлэдэг тойрог замЮ. Атом дахь электрон бүр энергийн нөөцийн дагуу цөмөөс тодорхой зайд байрладаг. Ижил энергитэй электронууд үүсдэг эрчим хүчний түвшинболон, эсвэл электрон давхаргаТэгээд.
Тухайн элементийн атом дахь электронуудаар дүүрсэн энергийн түвшний тоо нь түүний байрлаж буй үеийн тоотой тэнцүү байна.
Гадаад энергийн түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тэнцүү байнаЭнэ элемент хаана байрладаг.
Ижил энергийн түвшинд электронууд өөр өөр хэлбэртэй байж болно электрон үүлболон, эсвэл тойрог замТэгээд. Орбиталуудын дараахь хэлбэрүүд байдаг.
с-хэлбэр:
х-хэлбэр:
Мөн түүнчлэн г-, е-орбитал болон бусад, илүү төвөгтэй хэлбэртэй.
Электрон үүлний ижил хэлбэртэй электронууд ижил хэлбэртэй байдаг эрчим хүчний эх үүсвэрүүдМөн: с-, х-, г-, е- дэд түвшин.
Эрчим хүчний түвшин тус бүрийн дэд түвшний тоо нь энэ түвшний тоотой тэнцүү байна.
Нэг энергийн дэд түвшинд орбиталуудын орон зайд янз бүрийн хуваарилалт хийх боломжтой. Тиймээс гурван хэмжээст координатын системд сОрбиталууд зөвхөн нэг байрлалтай байж болно:
Учир нь Р- тойрог зам - гурван:
Учир нь г-орбиталууд - тав, төлөө е- тойрог замууд - долоо.
Орбиталууд нь:
с- дэд түвшин -
х- дэд түвшин -
г- дэд түвшин -
Диаграм дээрх электроныг сумаар дүрсэлсэн бөгөөд энэ нь түүний эргэлтийг илтгэнэ. Спин гэдэг нь электроныг тэнхлэгээ тойрон эргэхийг хэлнэ. Үүнийг сумаар зааж өгсөн болно: эсвэл. Нэг тойрог замд хоёр электрон бичигдсэн боловч үгүй.
Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй ( Паули зарчим).
Хамгийн бага энергийн зарчим th : Атом дахь электрон бүр нь энерги нь хамгийн бага байхаар байрладаг (энэ нь түүний цөмтэй хамгийн том холбоонд нийцдэг).
Жишээлбэл, Хлорын атом дахь электронуудын тархалт V:
Хослогдоогүй нэг электрон нь хлорын валентийг энэ төлөвт тодорхойлдог - I.
Нэмэлт эрчим хүч (цацраг, халаалт) үйлдвэрлэх явцад электроныг задлах (дэмжих) боломжтой. Атомын энэ төлөвийг нэрлэдэг збуджени m Үүний зэрэгцээ хосгүй электронуудын тоо нэмэгдэж, үүний дагуу атомын валент өөрчлөгддөг.
Хлорын атомын өдөөгдсөн төлөвВ :
Үүний дагуу хлор нь хосгүй электронуудын тооноос гадна III, V, VII валенттай байж болно.
Химийн бодис бол бидний эргэн тойрон дахь ертөнцөөс бүрддэг зүйл юм.
Химийн бодис тус бүрийн шинж чанарыг хоёр төрөлд хуваадаг: бусад бодис үүсгэх чадварыг тодорхойлдог химийн болон объектив байдлаар ажиглагдаж, химийн хувиргалтыг тусад нь авч үзэх боломжтой физик. Жишээлбэл, бодисын физик шинж чанар нь түүний нэгтгэх төлөв (хатуу, шингэн эсвэл хий), дулаан дамжуулалт, дулаан багтаамж, янз бүрийн орчинд уусах чадвар (ус, спирт гэх мэт), нягтрал, өнгө, амт гэх мэт.
Зарим химийн бодис бусад бодис болж хувирахыг химийн үзэгдэл буюу химийн урвал гэнэ. Бодисыг бусад бодис болгон хувиргахгүйгээр аливаа физик шинж чанар өөрчлөгдөхөд илт дагалддаг физик үзэгдлүүд байдаг гэдгийг тэмдэглэх нь зүйтэй. Физик үзэгдлүүд, тухайлбал, мөс хайлах, хөлдөх, усны ууршилт гэх мэт.
Үйл явцын явцад химийн үзэгдэл болж байгаа нь өнгө өөрчлөгдөх, тунадас үүсэх, хий ялгарах, дулаан ба (эсвэл) гэрэл ялгарах зэрэг химийн урвалын онцлог шинж тэмдгүүдийг ажигласнаар дүгнэж болно.
Жишээлбэл, химийн урвал явагдах тухай дүгнэлтийг дараахь байдлаар хийж болно.
Өдөр тутмын амьдралд масштаб гэж нэрлэгддэг усыг буцалгах үед тунадас үүсэх;
Гал шатаах үед дулаан, гэрэл ялгарах;
Агаар дахь шинэхэн алимны зүслэгийн өнгө өөрчлөгдөх;
Зуурмагийг исгэх явцад хийн бөмбөлөг үүсэх гэх мэт.
Химийн урвалын явцад бараг өөрчлөгддөггүй, зөвхөн өөр хоорондоо шинэ байдлаар холбогддог бодисын хамгийн жижиг хэсгүүдийг атом гэж нэрлэдэг.
Материйн ийм нэгжүүд байдаг гэсэн санаа нь эртний Грект эртний философичдын оюун ухаанд үүссэн бөгөөд энэ нь "атом" гэсэн нэр томъёоны гарал үүслийг үнэн хэрэгтээ тайлбарладаг, учир нь Грек хэлнээс "атомос" гэдэг нь "хуваашгүй" гэсэн утгатай.
Гэсэн хэдий ч, эртний Грекийн философичдын санаанаас ялгаатай нь атомууд нь материйн үнэмлэхүй хамгийн бага хэмжээ биш юм. Тэд өөрсдөө нарийн төвөгтэй бүтэцтэй.
Атом бүр нь субатомын тоосонцор гэж нэрлэгддэг протон, нейтрон, электронуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээрийг p +, n o, e - тэмдгээр тэмдэглэдэг. Ашигласан тэмдэглэгээний дээд тэмдэг нь протон нь нэгж эерэг цэнэгтэй, электрон нь нэгж сөрөг цэнэгтэй, нейтрон нь цэнэггүй болохыг харуулж байна.
Атомын чанарын бүтцийн хувьд атом бүрт бүх протон ба нейтрон нь цөм гэж нэрлэгддэг цөмд төвлөрч, түүний эргэн тойронд электронууд электрон бүрхүүл үүсгэдэг.
Протон ба нейтрон нь бараг ижил масстай, өөрөөр хэлбэл. m p ≈ m n, электроны масс нь тус бүрийн массаас бараг 2000 дахин бага, өөрөөр хэлбэл. m p /m e ≈ m n /m e ≈ 2000.
Атомын үндсэн шинж чанар нь түүний цахилгаан саармаг чанар бөгөөд нэг электроны цэнэг нь нэг протоны цэнэгтэй тэнцүү байдаг тул эндээс аливаа атом дахь электронуудын тоо протоны тоотой тэнцүү байна гэж дүгнэж болно.
Жишээлбэл, доорх хүснэгтэд атомын боломжит найрлагыг харуулав.
Ижил цөмийн цэнэгтэй атомын төрөл, өөрөөр хэлбэл. цөмд нь ижил тооны протон агуулагдахыг химийн элемент гэнэ. Ингээд дээрх хүснэгтээс атом1 ба атом2 нь нэг химийн элементэд, атом3 ба атом4 нь өөр химийн элементэд харьяалагддаг гэж дүгнэж болно.
Химийн элемент бүр өөрийн гэсэн нэр, бие даасан тэмдэгтэй байдаг бөгөөд үүнийг тодорхой аргаар уншдаг. Жишээлбэл, атомууд нь цөмд зөвхөн нэг протон агуулдаг хамгийн энгийн химийн элементийг "устөрөгч" гэж нэрлэдэг бөгөөд үүнийг "үнс" гэж уншдаг "H" тэмдгээр, химийн элементийг "үнс" гэж нэрлэдэг. +7 цөмийн цэнэг (өөрөөр хэлбэл 7 протон агуулсан) - "азот" нь "en" гэж уншдаг "N" тэмдэгтэй.
Дээрх хүснэгтээс харахад нэг химийн элементийн атомууд цөм дэх нейтроны тоогоор ялгаатай байж болно.
Ижил химийн элементэд хамаарах, гэхдээ өөр өөр тооны нейтрон, үүний үр дүнд масстай атомуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.
Жишээлбэл, устөрөгчийн химийн элемент нь гурван изотоптой - 1 H, 2 H, 3 H. H тэмдгийн дээрх 1, 2, 3 индексүүд нь нейтрон ба протоны нийт тоог илэрхийлдэг. Тэдгээр. Устөрөгч нь түүний атомын цөмд нэг протон байдгаараа онцлог шинж чанартай химийн элемент гэдгийг мэдэж байгаа тул 1 H изотопт нейтрон огт байдаггүй (1-1 = 0) гэж дүгнэж болно. 2 H изотоп - 1 нейтрон (2-1 = 1), 3 H изотопод - хоёр нейтрон (3-1 = 2). Өмнө дурьдсанчлан нейтрон ба протон нь ижил масстай бөгөөд электроны масс нь тэдэнтэй харьцуулахад өчүүхэн бага байдаг тул 2 H изотоп нь 1 H изотопоос бараг хоёр дахин хүнд, 3 нь H изотоп нь бүр гурав дахин хүнд байдаг. Устөрөгчийн изотопын массад ийм их хэмжээний тархалт үүссэн тул 2 H ба 3 H изотопуудад тусдаа нэр, тэмдэг өгсөн байсан бөгөөд энэ нь бусад химийн элементийн хувьд ердийн зүйл биш юм. 2Н изотопыг дейтерий гэж нэрлээд D тэмдэг, 3Н изотопыг тритий гэж нэрлээд T тэмдэглэгээг өгсөн.
Хэрэв бид протон ба нейтроны массыг нэг болгон авч, электроны массыг үл тоомсорловол атом дахь протон ба нейтроны нийт тооноос гадна зүүн дээд индексийг түүний масс гэж үзэж болно. тиймээс энэ индексийг массын тоо гэж нэрлэдэг ба А тэмдгээр тэмдэглэнэ. Аливаа протоны цөмийн цэнэг атомтай тохирч, протон бүрийн цэнэгийг уламжлалт байдлаар +1-тэй тэнцүү гэж үздэг тул протон дахь протоны тоог цөмийг цэнэгийн тоо (Z) гэж нэрлэдэг. Атом дахь нейтроны тоог N гэж тэмдэглэснээр массын тоо, цэнэгийн тоо, нейтроны тооны хоорондын хамаарлыг математикийн хувьд дараах байдлаар илэрхийлж болно.
Орчин үеийн үзэл баримтлалын дагуу электрон нь давхар (бөөмийн долгион) шинж чанартай байдаг. Энэ нь бөөмс болон долгионы шинж чанартай байдаг. Бөөмийн нэгэн адил электрон нь масс ба цэнэгтэй боловч долгион шиг электронуудын урсгал нь дифракцын чадвараараа тодорхойлогддог.
Атом дахь электроны төлөвийг тодорхойлохын тулд квант механикийн ойлголтуудыг ашигладаг бөгөөд үүний дагуу электрон нь хөдөлгөөний тодорхой замналгүй бөгөөд орон зайн аль ч цэгт байрлаж болох боловч өөр өөр магадлалтай байдаг.
Цөмийг тойрсон орон зайн электрон хамгийн их байх магадлалтай бүсийг атомын орбитал гэж нэрлэдэг.
Атомын тойрог зам нь өөр өөр хэлбэр, хэмжээ, чиглэлтэй байж болно. Атомын орбиталыг мөн электрон үүл гэж нэрлэдэг.
Графикийн хувьд нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн дөрвөлжин нүдээр тэмдэглэдэг.
Квант механик нь маш нарийн төвөгтэй математикийн аппараттай тул сургуулийн химийн хичээлийн хүрээнд зөвхөн квант механик онолын үр дагаврыг авч үздэг.
Эдгээр үр дагаврын дагуу аливаа атомын орбитал ба түүнд байрлах электрон нь 4 квант тоогоор бүрэн тодорхойлогддог.
- Үндсэн квант тоо n нь тухайн тойрог зам дахь электроны нийт энергийг тодорхойлдог. Үндсэн квант тооны утгын хүрээ нь бүх натурал тоонууд, жишээлбэл. n = 1,2,3,4, 5 гэх мэт.
- Орбитын квант тоо - l - атомын тойрог замын хэлбэрийг тодорхойлдог бөгөөд 0-ээс n-1 хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, энд n нь үндсэн квант тоо юм.
l = 0-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг с- тойрог замууд. s-Орбиталууд нь бөмбөрцөг хэлбэртэй бөгөөд орон зайд чиглэлгүй байдаг.
l = 1-тэй орбиталуудыг нэрлэдэг х- тойрог замууд. Эдгээр тойрог замууд нь гурван хэмжээст найман дүрс хэлбэртэй, өөрөөр хэлбэл. Найман дүрсийг тэгш хэмийн тэнхлэгийн эргэн тойронд эргүүлснээр олж авсан хэлбэр бөгөөд гадна талаасаа дамббеллтэй төстэй.
l = 2-той тойрог замыг дуудна г- тойрог замууд, мөн l = 3 - е- тойрог замууд. Тэдний бүтэц нь илүү төвөгтэй байдаг.
3) Соронзон квант тоо – m l – тодорхой атомын тойрог замын орон зайн чиглэлийг тодорхойлж, тойрог замын өнцгийн импульсийн проекцийг соронзон орны чиглэл рүү илэрхийлнэ. Соронзон квант тоо m l нь гадаад соронзон орны хүч чадлын векторын чиглэлтэй харьцуулахад тойрог замын чиглэлтэй тохирч, -l-ээс +l хүртэлх бүхэл тоон утгыг авч болно, үүнд 0 орно. боломжит утгуудын нийт тоо (2л+1). Жишээлбэл, l = 0 m l = 0 (нэг утга), l = 1 м l = -1, 0, +1 (гурван утга), l = 2 м l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (соронзон квант тооны таван утга) гэх мэт.
Тиймээс, жишээлбэл, p-орбиталууд, i.e. Орбитал квант тоо l = 1, "гурван хэмжээст найман дүрс" хэлбэртэй орбиталууд нь соронзон квант тооны гурван утгатай (-1, 0, +1) тохирдог. орон зайд бие биедээ перпендикуляр гурван чиглэл.
4) Спин квант тоо (эсвэл зүгээр л спин) - m s - утгыг авч болох атом дахь электроны эргэлтийн чиглэлийг хариуцдаг гэж үзэж болно; Янз бүрийн эргэлттэй электронуудыг янз бүрийн чиглэлд чиглэсэн босоо сумаар зааж өгсөн болно: ↓ ба .
Атом дахь бүх орбиталуудын багцыг ижил квант тоотой энергийн түвшин буюу электрон бүрхүүл гэнэ. Зарим n тоотой дурын энергийн түвшин нь n 2 орбиталаас бүрдэнэ.
Үндсэн квант тоо болон орбитын квант тооны ижил утгатай орбиталуудын багц нь энергийн дэд түвшинг илэрхийлдэг.
Үндсэн квант тоо n-д тохирох энергийн түвшин бүр n дэд түвшнийг агуулна. Эргээд тойрог замын квант тоо l бүхий энергийн дэд түвшин бүр нь (2l+1) орбиталуудаас бүрдэнэ. Ийнхүү s дэд түвшин нь нэг s орбиталаас, p дэд түвшин нь гурван p орбиталаас, d дэд түвшин нь таван d орбиталаас, f дэд түвшин нь долоон f орбиталаас бүрдэнэ. Өмнө дурьдсанчлан нэг атомын орбиталыг ихэвчлэн нэг квадрат нүдээр тэмдэглэдэг тул s-, p-, d- ба f-дэд түвшнийг дараах байдлаар графикаар дүрсэлж болно.
Орбитал бүр нь n, l, m l гэсэн гурван квант тооноос бүрдэх бие даасан нарийн тодорхойлогдсон багцтай тохирч байна.
Орбиталуудын хоорондох электронуудын тархалтыг электрон тохиргоо гэж нэрлэдэг.
Атомын орбиталуудыг электроноор дүүргэх нь гурван нөхцлийн дагуу явагддаг.
- Хамгийн бага эрчим хүчний зарчим: Электронууд хамгийн бага энергийн дэд түвшнээс эхлэн орбиталуудыг дүүргэдэг. Дэд түвшний энергийн өсөлтийн дараалал нь дараах байдалтай байна: 1с<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;
Цахим дэд түвшинг бөглөх энэ дарааллыг санахад хялбар болгохын тулд дараах график дүрслэл нь маш тохиромжтой.
- Паули зарчим: Орбитал бүр хоёроос илүүгүй электрон агуулж болно.
Хэрэв тойрог замд нэг электрон байвал түүнийг хосгүй, хоёр байвал электрон хос гэнэ.
- Хундын дүрэм: атомын хамгийн тогтвортой төлөв нь нэг дэд түвшинд атом нь хамгийн их хосгүй электронтой байх төлөв юм. Атомын энэ хамгийн тогтвортой төлөвийг үндсэн төлөв гэж нэрлэдэг.
Үнэн хэрэгтээ дээрх нь жишээлбэл, p-дэд түвшний гурван тойрог замд 1, 2, 3, 4-р электронуудыг байрлуулах ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ гэсэн үг юм.
Цэнэгийн тоо 1-тэй устөрөгчөөс атомын орбиталуудыг 36 цэнэгийн дугаартай криптон (Kr) хүртэл дүүргэх ажлыг дараах байдлаар гүйцэтгэнэ.
Атомын орбиталуудыг дүүргэх дарааллын ийм дүрслэлийг энергийн диаграм гэж нэрлэдэг. Бие даасан элементүүдийн цахим диаграмм дээр үндэслэн тэдгээрийн электрон томьёо (тохиргоо) гэж нэрлэгддэг зүйлийг бичих боломжтой. Жишээлбэл, 15 протонтой элемент ба үүний үр дүнд 15 электрон, өөрөөр хэлбэл. Фосфор (P) нь дараах энергийн диаграммтай байна.
Цахим томьёо болгон хувиргахад фосфорын атом дараах хэлбэртэй болно.
15 P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
Дэд түвшний тэмдгийн зүүн талд байгаа хэвийн хэмжээтэй тоонууд нь энергийн түвшний дугаарыг, дэд түвшний тэмдгийн баруун талд байгаа дээд тэмдэгтүүд нь харгалзах дэд түвшний электронуудын тоог харуулдаг.
Доорх үелэх системийн эхний 36 элементийн электрон томъёог Д.И. Менделеев.
| хугацаа | Барааны дугаар. | бэлэг тэмдэг | Нэр | цахим томъёо |
| I | 1 | Х | устөрөгч | 1с 1 |
| 2 | Тэр | гелий | 1с 2 | |
| II | 3 | Ли | лити | 1с 2 2с 1 |
| 4 | Бай | бериллий | 1с 2 2с 2 | |
| 5 | Б | бор | 1с 2 2с 2 2х 1 | |
| 6 | C | нүүрстөрөгч | 1s 2 2s 2 2p 2 | |
| 7 | Н | азотын | 1s 2 2s 2 2p 3 | |
| 8 | О | хүчилтөрөгч | 1с 2 2с 2 2х 4 | |
| 9 | Ф | фтор | 1с 2 2с 2 2х 5 | |
| 10 | Үгүй | неон | 1s 2 2s 2 2p 6 | |
| III | 11 | На | натри | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 |
| 12 | Mg | магни | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 | |
| 13 | Ал | хөнгөн цагаан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 | |
| 14 | Си | цахиур | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 | |
| 15 | П | фосфор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 | |
| 16 | С | хүхэр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 | |
| 17 | Cl | хлор | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 | |
| 18 | Ар | аргон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 | |
| IV | 19 | К | кали | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 |
| 20 | Ca | кальци | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 | |
| 21 | Sc | скандиум | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 | |
| 22 | Ти | титан | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 | |
| 23 | В | ванади | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 | |
| 24 | Кр | хром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 25 | Mn | манган | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 | |
| 26 | Fe | төмөр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 | |
| 27 | Co | кобальт | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7 | |
| 28 | Ни | никель | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8 | |
| 29 | Cu | зэс | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 Энд бид нэг электроны үсрэлтийг ажиглаж байна. сдээр гдэд түвшин | |
| 30 | Zn | цайр | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 | |
| 31 | Га | галлий | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 | |
| 32 | Ге | германи | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 | |
| 33 | гэх мэт | хүнцэл | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 | |
| 34 | Сэ | селен | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 | |
| 35 | Br | бром | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 | |
| 36 | Кр | криптон | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 |
Өмнө дурьдсанчлан, үндсэн төлөвт атомын тойрог замд электронууд хамгийн бага энергийн зарчмын дагуу байрладаг. Гэсэн хэдий ч атомын үндсэн төлөвт хоосон p-орбитал байгаа тохиолдолд түүнд илүүдэл энергийг өгснөөр атомыг өдөөгдсөн төлөвт шилжүүлж болно. Жишээлбэл, үндсэн төлөвт байгаа борын атом нь дараах хэлбэрийн электрон тохиргоо, энергийн диаграммтай байна.
5 B = 1s 2 2s 2 2p 1
Мөн сэтгэл хөдөлсөн төлөвт (*), өөрөөр хэлбэл. Борын атомд тодорхой хэмжээний энерги өгөхөд түүний электрон тохиргоо болон энергийн диаграмм дараах байдалтай харагдана.
5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2
Атомын аль дэд түвшинг хамгийн сүүлд дүүргэж байгаагаас хамааран химийн элементүүдийг s, p, d, f гэж хуваадаг.
Хүснэгтээс s, p, d, f элементүүдийг олох D.I. Менделеев:
- s-элементүүд нь бөглөх сүүлчийн s-дэд түвшинтэй байна. Эдгээр элементүүдэд I ба II бүлгийн үндсэн (хүснэгтийн нүдний зүүн талд) дэд бүлгүүдийн элементүүд орно.
- p-элементүүдийн хувьд p-дэд түвшнийг дүүргэсэн байна. p-элементүүд нь эхний ба долдугаар хэсгээс бусад үе бүрийн сүүлийн зургаан элемент, түүнчлэн III-VIII бүлгийн үндсэн дэд бүлгүүдийн элементүүдийг агуулдаг.
- d-элементүүд нь s- болон p-элементүүдийн хооронд том хугацаанд байрладаг.
- f-элементүүдийг лантанид ба актинид гэж нэрлэдэг. Тэдгээрийг D.I хүснэгтийн доод хэсэгт жагсаасан болно. Менделеев.
(Лекцийн тэмдэглэл)
Атомын бүтэц. Оршил.
Химийн судалгааны объект нь химийн элементүүд ба тэдгээрийн нэгдлүүд юм. Химийн элементижил эерэг цэнэгтэй атомуудын цуглуулга гэж нэрлэдэг. Атом- химийн элементийг хадгалдаг хамгийн жижиг тоосонцор юм Химийн шинж чанар. Ижил буюу өөр элементийн атомууд хоорондоо холбогдон илүү төвөгтэй хэсгүүдийг үүсгэдэг. молекулууд. Атом эсвэл молекулуудын цуглуулга нь химийн бодис үүсгэдэг. Химийн бодис бүр нь буцалгах, хайлах цэг, нягтрал, цахилгаан ба дулаан дамжуулалт гэх мэт бие даасан физик шинж чанаруудаар тодорхойлогддог.
1. Атомын бүтэц ба элементүүдийн үечилсэн систем
Д.И. Менделеев.
Элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг бөглөх дарааллын хуулиудын талаархи мэдлэг, ойлголт D.I. Менделеев дараахь зүйлийг ойлгох боломжийг бидэнд олгодог.
1. байгальд тодорхой элементүүдийн оршин тогтнох физикийн мөн чанар,
2. элементийн химийн валентын шинж чанар,
3. элементийн өөр элементтэй харьцахдаа электрон өгөх, хүлээн авах чадвар ба "хөнгөн";
4. өгөгдсөн элемент бусад элементүүдтэй харилцан үйлчлэлцэх үед үүсэх химийн холбооны шинж чанар, энгийн ба нийлмэл молекулуудын орон зайн бүтэц гэх мэт.
Атомын бүтэц.
Атом нь хөдөлгөөнд оролцож, бие биетэйгээ харилцан үйлчлэлцдэг энгийн бөөмсүүдийн цогц микросистем юм.
19-р зууны сүүлч, 20-р зууны эхэн үед атомууд нь жижиг хэсгүүдээс бүрддэг болохыг олж мэдсэн: нейтрон, протон, электронууд Сүүлийн хоёр бөөмс нь цэнэгтэй бөөмс, протон нь эерэг цэнэгтэй, электрон нь сөрөг цэнэгтэй байдаг. Үндсэн төлөвт байгаа элементийн атомууд цахилгааны хувьд саармаг байдаг тул энэ нь аливаа элементийн атом дахь протоны тоо электронуудын тоотой тэнцүү байна гэсэн үг юм. Атомын массыг протон ба нейтроны массын нийлбэрээр тодорхойлдог бөгөөд тэдгээрийн тоо нь атомын масс ба түүний цувааны дугаарын үечилсэн систем дэх D.I. Менделеев.
1926 онд Шредингер өөрийн гаргаж авсан долгионы тэгшитгэлийг ашиглан элементийн атом дахь бичил хэсгүүдийн хөдөлгөөнийг дүрслэхийг санал болгов. Устөрөгчийн атомын Шредингерийн долгионы тэгшитгэлийг шийдвэрлэхэд гурван бүхэл квант тоо гарч ирнэ. n, ℓ Тэгээд м ℓ , цөмийн төв талбар дахь гурван хэмжээст орон зай дахь электроны төлөвийг тодорхойлдог. Квантын тоо n, ℓ Тэгээд м ℓ бүхэл тоон утгыг авна. Гурван квант тоогоор тодорхойлогддог долгионы функц n, ℓ Тэгээд м ℓ Шредингерийн тэгшитгэлийг шийдсэний үр дүнд олж авсан орбитал гэж нэрлэдэг. Орбитал гэдэг нь электрон хамгийн их байх магадлалтай орон зайн бүс юм, химийн элементийн атомд хамаарах . Тиймээс, устөрөгчийн атомын Шредингерийн тэгшитгэлийг шийдэх нь гурван квант тоо гарч ирэхэд хүргэдэг бөгөөд тэдгээрийн физик утга нь атомын байж болох гурван өөр төрлийн орбиталийг тодорхойлдог гэсэн үг юм. Квантын тоо бүрийг нарийвчлан авч үзье.
Үндсэн квант тоо n нь ямар ч эерэг бүхэл утгыг авч болно: n = 1,2,3,4,5,6,7... Энэ нь электрон түвшний энерги болон электрон “үүл”-ийн хэмжээг тодорхойлдог. Гол квант тооны тоо нь тухайн элементийн байрлах үеийн тоотой давхцаж байгаа нь онцлог юм.
Азимутал буюу тойрог замын квант тооℓ нь бүхэл тоон утгыг авч болно ℓ = 0….to n – 1 ба электрон хөдөлгөөний моментийг тодорхойлно, өөрөөр хэлбэл. тойрог замын хэлбэр. ℓ-ийн янз бүрийн тоон утгуудын хувьд дараах тэмдэглэгээг ашиглана. ℓ = 0, 1, 2, 3, тэмдэгтээр тэмдэглэгдсэн байна с, х, г, е, төлөө тус тус ℓ = 0, 1, 2 ба 3. Элементүүдийн үелэх системд эргэлтийн дугаартай элемент байдаггүй. ℓ = 4.
Соронзон квант тоом ℓ электрон тойрог замын орон зайн зохион байгуулалт, улмаар электроны цахилгаан соронзон шинж чанарыг тодорхойлдог. Энэ нь дараахаас утгыг авч болно - ℓ + руу ℓ , түүний дотор тэг.
Атомын орбиталуудын хэлбэр, эсвэл илүү нарийвчлалтай, тэгш хэмийн шинж чанар нь квант тооноос хамаардаг. ℓ Тэгээд м ℓ . "Цахим үүл" харгалзах с- тойрог замууд нь бөмбөг хэлбэртэй байдаг (үүнтэй зэрэгцэн ℓ = 0).
Зураг 1. 1s тойрог зам
ℓ = 1 ба m ℓ = -1, 0 ба +1 квант тоогоор тодорхойлогдсон орбиталуудыг p-орбитал гэнэ. m ℓ нь гурван өөр утгатай тул атом нь энергийн хувьд тэнцүү гурван p-орбиталтай (тэдгээрийн үндсэн квант тоо нь ижил бөгөөд n = 2,3,4,5,6 эсвэл 7 утгатай байж болно). p-Орбиталууд нь тэнхлэгийн тэгш хэмтэй бөгөөд гадаад талбарт x, y, z тэнхлэгийн дагуу чиглэсэн гурван хэмжээст найман зураг шиг харагддаг (Зураг 1.2). Эндээс p x, p y, p z гэсэн бэлгэдлийн гарал үүсэл гарчээ.
Зураг 2. p x, p y ба p z орбиталууд
Үүнээс гадна d- ба f- атомын орбиталууд байдаг, эхнийх нь ℓ = 2 ба m ℓ = -2, -1, 0, +1 ба +2, өөрөөр хэлбэл. таван AO, хоёр дахь нь ℓ = 3 ба m ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ба +3, өөрөөр хэлбэл. 7 ХК.
Дөрөв дэх квант м сУстөрөгчийн атомын спектрийн зарим нарийн нөлөөг тайлбарлахын тулд спиний квант тоо гэж нэрлэгддэг энэхүү тоог 1925 онд Гудсмит, Уленбек нар нэвтрүүлсэн. Электроны эргэлт гэдэг нь электроны цэнэгтэй элементар бөөмийн өнцгийн импульс бөгөөд түүний чиг баримжаа нь квантлагдсан, өөрөөр хэлбэл. тодорхой өнцгөөр хатуу хязгаарлагдана. Энэ чиг баримжаа нь электроны хувьд тэнцүү байх спин соронзон квант тоо (s)-ийн утгаар тодорхойлогддог. ½ , тиймээс квантчлалын дүрмийн дагуу электроны хувьд м с = ± ½. Үүнтэй холбогдуулан гурван квант тооны олонлог дээр бид квант тоог нэмэх хэрэгтэй м с . Дөрвөн квант тоо нь Менделеевийн элементүүдийн үелэх системийн байгуулах дарааллыг тодорхойлж, яагаад эхний үед хоёр, хоёр, гуравдугаар үед найм, дөрөв дэх үед 18 гэх мэт хоёр элемент байдгийг тайлбарлаж байдгийг дахин нэг удаа онцолж хэлье. Олон электрон атомын бүтцийг, атомын эерэг цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр электрон түвшинг дүүргэх дарааллыг тайлбарлахын тулд электронуудын үйл ажиллагааг "хяндаг" дөрвөн квант тооны талаар ойлголттой байх нь хангалтгүй юм. электрон орбиталуудыг дүүргэх боловч та илүү энгийн дүрмийг мэдэх хэрэгтэй, тухайлбал: Паулигийн зарчим, Хундын дүрэм, Клечковскийн дүрэм.
Паули зарчмын дагуу Дөрвөн квант тооны тодорхой утгуудаар тодорхойлогддог ижил квант төлөвт нэгээс илүү электрон байж болохгүй.Энэ нь зарчмын хувьд нэг электроныг ямар ч атомын тойрог замд байрлуулж болно гэсэн үг юм. Хоёр электрон нэг атомын тойрог замд зөвхөн өөр өөр спин квант тоотой байж болно.
Гурван p-AO, таван d-AO, долоон f-AO-ийг электроноор дүүргэхдээ Паули зарчмаас гадна Хундын дүрмийг баримтлах хэрэгтэй. Нэг дэд бүрхүүлийн орбиталуудыг үндсэн төлөвт дүүргэх нь ижил эргэлттэй электронуудаар явагддаг.
Дэд бүрхүүлийг дүүргэх үед (х, г, е) эргэх нийлбэрийн үнэмлэхүй утга хамгийн их байх ёстой.
Клечковскийн дүрэм. Клечковскийн дүрмийн дагуу бөглөхдөөг Тэгээд еэлектрон орбиталыг хүндэтгэх ёстойхамгийн бага энергийн зарчим. Энэ зарчмын дагуу үндсэн төлөвт байгаа электронууд нь хамгийн бага энергитэй тойрог замд байрлана. Дэд түвшний энерги нь квант тоонуудын нийлбэрээр тодорхойлогддогn + ℓ = E .
Клечковскийн анхны дүрэм: Нэгдүгээрт, эдгээр дэд түвшингүүдn + ℓ = E хамгийн бага.
Клечковскийн хоёр дахь дүрэм: тэгш эрхтэй тохиолдолдn + ℓ хэд хэдэн дэд түвшний хувьд, үүнд зориулсан дэд түвшинn хамгийн бага .
Одоогийн байдлаар 109 элемент мэдэгдэж байна.
2. Иончлолын энерги, электроны хамаарал ба электрон сөрөг чанар.
Атомын цахим тохиргооны хамгийн чухал шинж чанарууд нь иончлолын энерги (IE) эсвэл иончлох потенциал (IP) ба атомын электроны хамаарал (EA) юм. Иончлолын энерги нь 0 К-ийн чөлөөт атомаас электроныг салгах үеийн энергийн өөрчлөлтийг хэлнэ: A = + + ē . Элементийн атомын Z дугаар ба атомын радиусын хэмжээнээс иончлох энергийн хамаарал нь тодорхой үечилсэн шинж чанартай байдаг.
Электрон хамаарал (EA) нь тусгаарлагдсан атомд электрон нэмэхэд 0 К-д сөрөг ион үүсгэх энергийн өөрчлөлт юм: A + ē = A. - (атом ба ион нь үндсэн төлөвт байна).Энэ тохиолдолд, хэрэв VZAO-г хоёр электрон эзэлдэг бол электрон нь хамгийн бага сул атомын тойрог замыг (LUAO) эзэлдэг. SE нь тэдний тойрог замын электрон тохиргооноос ихээхэн хамаардаг.
EI болон SE-ийн өөрчлөлтүүд нь элементүүд болон тэдгээрийн нэгдлүүдийн олон шинж чанарын өөрчлөлттэй холбоотой байдаг бөгөөд эдгээр шинж чанаруудыг EI болон SE утгуудаас урьдчилан таамаглахад ашигладаг. Галогенууд нь хамгийн өндөр үнэмлэхүй электрон харьцаатай байдаг. Элементүүдийн үелэх системийн бүлэг бүрт элементийн тоо нэмэгдэхийн хэрээр иончлолын потенциал буюу EI буурдаг бөгөөд энэ нь атомын радиус, электрон давхаргын тоо нэмэгдэхтэй холбоотой бөгөөд энэ нь бууралтын өсөлттэй сайн уялдаатай байдаг. элементийн хүч.
Элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийн 1-р хүснэгтэд EI ба SE-ийн утгыг eV / атом тутамд харуулав. Тодорхой SE утгууд нь зөвхөн цөөн хэдэн атомын хувьд мэдэгдэж байгааг анхаарна уу, тэдгээрийн утгыг 1-р хүснэгтэд тодруулсан болно.
Хүснэгт 1
Үелэх систем дэх атомуудын анхны иончлолын энерги (EI), электроны хамаарал (EA) ба цахилгаан сөрөг чанар χ).
|
χ |
0.747 2. 1 0 0, 3 7 |
1,2 2 |
||||||||||||||||
|
χ |
0.54 1. 55 |
-0.3 1. 1 3 |
0.2 0. 91 |
1.2 5 |
-0. 1 0, 55 |
1.47 0. 59 |
3.45 0. 64 |
1 ,60 |
||||||||||
|
χ |
0. 7 4 1. 89 |
-0.3 1 . 3 1 1 . 6 0 |
0. 6 |
1.63 |
0.7 |
2.07 |
3.61 | |||||||||||
|
χ |
2.3 6 |
- 0 .6 |
1.26(α) |
-0.9 1 . 39 |
0. 18 |
1.2 |
0. 6 |
2.07 |
3.36 | |||||||||
|
χ |
2.4 8 |
-0.6 1 . 56 |
0. 2 |
2.2 | ||||||||||||||
|
χ |
2.6 7 |
2, 2 1 |
ТУХАЙс |
χ - Полингийн дагуу электрон сөрөг чанар
r- атомын радиус, ("Ерөнхий ба органик бус химийн лабораторийн болон семинарын хичээл", Н.С.Ахметов, М.К. Азизова, Л.И. Бадыгина)
Орчлон ертөнцийн бүх материал атомуудаас бүрддэг гэдгийг та мэднэ. Атом бол түүний шинж чанарыг агуулсан материйн хамгийн жижиг нэгж юм. Хариуд нь атомын бүтэц нь протон, нейтрон, электрон гэсэн бичил хэсгүүдийн ид шидийн гурвалаас бүрддэг.
Түүнээс гадна бичил бөөмс бүр нь бүх нийтийн шинж чанартай байдаг. Өөрөөр хэлбэл, та хоёр өөр протон, нейтрон эсвэл электроныг дэлхий дээр олж чадахгүй. Тэд бүгд бие биетэйгээ туйлын төстэй юм. Мөн атомын шинж чанар нь атомын ерөнхий бүтэц дэх эдгээр бичил хэсгүүдийн тоон найрлагаас л хамаарна.
Жишээлбэл, устөрөгчийн атомын бүтэц нь нэг протон, нэг электроноос бүрддэг. Дараагийн хамгийн төвөгтэй атом болох гелий нь хоёр протон, хоёр нейтрон, хоёр электроноос бүрдэнэ. Лити атом - гурван протон, дөрвөн нейтрон, гурван электрон гэх мэт.
Атомын бүтэц (зүүнээс баруун тийш): устөрөгч, гели, литиАтомууд нийлж молекул, молекулууд нийлж бодис, эрдэс бодис, организмыг үүсгэдэг. Бүх амьд биетийн үндэс болсон ДНХ молекул нь зам дээр хэвтэж буй чулуу шиг орчлонгийн гурван ид шидийн тоосгоноос бүрдсэн бүтэц юм. Хэдийгээр энэ бүтэц нь илүү төвөгтэй байдаг.
Атомын системийн харьцаа, бүтцийг нарийвчлан судлахыг оролдоход илүү гайхалтай баримтууд илчлэгддэг. Атом нь цөм ба түүний эргэн тойронд бөмбөрцгийг дүрсэлсэн траекторийн дагуу хөдөлдөг электронуудаас бүрддэг нь мэдэгдэж байна. Өөрөөр хэлбэл, үүнийг ердийн утгаараа хөдөлгөөн гэж нэрлэж болохгүй. Харин электрон нь хаа сайгүй, тэр даруй энэ бөмбөрцөг дотор байрлаж, цөмийн эргэн тойронд электрон үүл үүсгэж, цахилгаан соронзон орон үүсгэдэг.
Атомын бүтцийн бүдүүвч дүрслэл Атомын цөм нь протон ба нейтроноос бүрдэх ба системийн бараг бүх масс түүнд төвлөрдөг. Гэхдээ үүнтэй зэрэгцэн цөм нь өөрөө маш жижиг тул түүний радиусыг 1 см хүртэл өсгөвөл бүх атомын бүтцийн радиус хэдэн зуун метрт хүрнэ. Тиймээс бидний нягт матери гэж ойлгодог бүх зүйл нь физик хэсгүүдийн хоорондох энергийн 99% -иас илүү, физик хэлбэрүүдийн 1% -иас бага нь бүрддэг.
Гэхдээ эдгээр физик хэлбэрүүд юу вэ? Тэд юугаар хийгдсэн, ямар материалаар хийгдсэн бэ? Эдгээр асуултад хариулахын тулд протон, нейтрон, электронуудын бүтцийг нарийвчлан авч үзье. Тиймээс бид бичил ертөнцийн гүн рүү - субатомын тоосонцрын түвшинд дахин нэг алхам бууж байна.
Электрон юунаас бүрддэг вэ?
Атомын хамгийн жижиг бөөмс бол электрон юм. Электрон нь масстай боловч эзэлхүүнгүй. Шинжлэх ухааны үзэл баримтлалд электрон нь юу ч биш, харин бүтэцгүй цэг юм.
Микроскопоор электрон харагдахгүй. Энэ нь зөвхөн атомын цөмийн эргэн тойронд бүдгэрсэн бөмбөрцөг мэт харагдах электрон үүл хэлбэрээр харагддаг. Үүний зэрэгцээ электрон цаг хугацааны хувьд хаана байгааг нарийн хэлэх боломжгүй юм. Багаж хэрэгсэл нь бөөмсийг өөрөө биш, зөвхөн түүний энергийн ул мөрийг авах чадвартай. Электроны мөн чанар нь материйн үзэл баримтлалд шингэдэггүй. Энэ нь зөвхөн хөдөлгөөнд, хөдөлгөөнөөс үүдэлтэй хоосон хэлбэртэй адил юм.
Электрон доторх ямар ч бүтэц хараахан олдоогүй байна. Энэ нь энергийн кванттай ижил цэгийн бөөмс юм. Үнэн хэрэгтээ электрон бол энерги боловч гэрлийн фотоноор дүрслэгдсэнээс илүү тогтвортой хэлбэр юм.
Одоогийн байдлаар электроныг хуваагдашгүй гэж үздэг. Энэ нь ойлгомжтой, учир нь эзэлхүүнгүй зүйлийг хуваах боломжгүй юм. Гэсэн хэдий ч, электрон нь ийм хагас бөөмсийн гурвалыг агуулдаг гэсэн онол аль хэдийн хөгжсөн байна.
- Орбитон – электроны тойрог замын байрлалын талаарх мэдээллийг агуулсан;
- Спинон - эргэх буюу эргүүлэх хүчийг хариуцдаг;
- Холон – электроны цэнэгийн талаарх мэдээллийг дамжуулдаг.
Гэсэн хэдий ч бидний харж байгаагаар хагас бөөмс нь материтай огтхон ч нийтлэг байдаггүй бөгөөд зөвхөн мэдээллийг агуулдаг.
Электрон микроскопоор янз бүрийн бодисын атомуудын гэрэл зураг Сонирхолтой нь электрон нь гэрэл, дулаан гэх мэт энергийн квантуудыг шингээж чаддаг. Энэ тохиолдолд атом эрчим хүчний шинэ түвшинд шилжиж, электрон үүлний хил хязгаар өргөжиж байна. Мөн электронд шингэсэн энерги нь атомын системээс үсрэн гарч, бие даасан бөөмс хэлбэрээр хөдөлгөөнөө үргэлжлүүлэх чадвартай байдаг. Үүний зэрэгцээ энэ нь гэрлийн фотон шиг ажилладаг, өөрөөр хэлбэл бөөмс байхаа больж, долгионы шинж чанарыг харуулж эхэлдэг. Энэ нь туршилтаар батлагдсан.
Юнгийн туршилт
Туршилтын явцад электронуудын урсгалыг хоёр ангархайтай дэлгэц рүү чиглүүлсэн. Эдгээр цоорхойгоор дамжин электронууд өөр проекцийн дэлгэцийн гадаргуутай мөргөлдөж, түүн дээр тэмдэгээ үлдээжээ. Электронуудыг ингэж "бөмбөгдүүлсний" үр дүнд проекцийн дэлгэц дээр бөөмс биш харин долгионууд хоёр ан цаваар дамжин өнгөрвөл харагдахтай төстэй интерференцийн загвар гарч ирэв.
Энэ хэв маяг нь хоёр ангархай хооронд дамжих долгион нь хоёр долгионд хуваагддаг тул үүсдэг. Цаашдын хөдөлгөөний үр дүнд долгион нь бие биентэйгээ давхцаж, зарим хэсэгт харилцан цуцлагддаг. Үр дүн нь проекцын дэлгэц дээр электрон бөөмс шиг аашилсан тохиолдолд нэг мөр биш олон зураас гарч ирнэ.
Атомын цөмийн бүтэц: протон ба нейтрон
Протон ба нейтрон нь атомын цөмийг бүрдүүлдэг. Цөм нь нийт эзэлхүүний 1% -иас бага хувийг эзэлдэг ч системийн бараг бүх масс нь энэ бүтцэд төвлөрдөг. Гэхдээ физикчид протон ба нейтроны бүтцийн талаар хоёр хуваагдсан бөгөөд одоогоор хоёр онол бий.
- Онол No1 - Стандарт
Стандарт загварт протон ба нейтрон нь глюоны үүлээр холбогдсон гурван кваркаас тогтдог гэж үздэг. Кваркууд нь квант ба электронуудын нэгэн адил цэгийн бөөмс юм. Мөн глюонууд нь кваркуудын харилцан үйлчлэлийг баталгаажуулдаг виртуал бөөмс юм. Гэсэн хэдий ч кварк ч, глюон ч байгалиас хэзээ ч олдоогүй тул энэ загвар нь хатуу шүүмжлэлд өртөж байна.
- Онол №2 - Альтернатив
Гэхдээ Эйнштейний боловсруулсан нэгдсэн талбайн өөр онолын дагуу протон нь нейтронтой адил физик ертөнцийн бусад хэсгүүдийн нэгэн адил гэрлийн хурдаар эргэлддэг цахилгаан соронзон орон юм.
Хүн ба гаригийн цахилгаан соронзон орон Атомын бүтцийн зарчим юу вэ?
Дэлхий дээрх нимгэн, нягт, шингэн, хатуу, хий хэлбэртэй бүх зүйл бол Ертөнцийн орон зайд нэвчиж буй тоо томшгүй олон талбайн энергийн төлөв байдал юм. Талбай дахь энергийн түвшин өндөр байх тусам нимгэн, мэдрэгдэх чадвар багатай байдаг. Эрчим хүчний түвшин бага байх тусам илүү тогтвортой, бодитой байдаг. Атомын бүтэц, мөн Орчлон ертөнцийн бусад нэгжийн бүтэц нь эрчим хүчний нягтралаараа ялгаатай ийм талбаруудын харилцан үйлчлэлд оршдог. Бодис бол зүгээр л оюун санааны хуурмаг зүйл болох нь харагдаж байна.
Атом бол бодисын хамгийн жижиг бөөмс юм. Атомын бүтэц нь зөвхөн эрдэмтэд төдийгүй философичдын анхаарлыг татсан үед түүний судалгаа Эртний Грекээс эхэлсэн. Атомын электрон бүтэц гэж юу вэ, энэ бөөмийн талаар ямар үндсэн мэдээлэл мэддэг вэ?
Атомын бүтэц
Эртний Грекийн эрдэмтэд аливаа объект, организмыг бүрдүүлдэг хамгийн жижиг химийн хэсгүүд байдаг гэдгийг аль хэдийн таамаглаж байсан. Хэрэв XVII-XVIII зууны үед. химичүүд атом бол хуваагдашгүй энгийн бөөмс гэдэгт итгэлтэй байсан бол 19-20-р зууны эхэн үед атом хуваагддаггүй гэдгийг туршилтаар батлах боломжтой байв.
Атом нь бодисын микроскопийн бөөм бөгөөд цөм ба электронуудаас бүрддэг. Цөм нь атомаас 10000 дахин жижиг боловч бараг бүх масс нь цөмд төвлөрдөг. Атомын цөмийн гол шинж чанар нь эерэг цэнэгтэй, протон, нейтроноос бүрддэг. Протонууд эерэг цэнэгтэй, харин нейтронууд цэнэггүй (тэдгээр нь төвийг сахисан байдаг).
Тэд хоорондоо хүчтэй цөмийн харилцан үйлчлэлээр холбогддог. Протоны масс нь нейтроны масстай ойролцоогоор тэнцүү боловч электроны массаас 1840 дахин их байна. Протон ба нейтронууд нь химийн хувьд нийтлэг нэртэй байдаг - нуклонууд. Атом өөрөө цахилгааны хувьд саармаг байдаг.
Аливаа элементийн атомыг электрон томъёо болон цахим график томъёогоор тодорхойлж болно.
Цагаан будаа. 1. Атомын электрон график томьёо.
Үелэх системийн цөмд нейтрон агуулаагүй цорын ганц химийн элемент бол хөнгөн устөрөгч (протиум) юм.
Электрон бол сөрөг цэнэгтэй бөөм юм. Электрон бүрхүүл нь цөмийг тойрон хөдөлдөг электронуудаас бүрдэнэ. Электронууд нь цөмд татагдах шинж чанартай бөгөөд бие биенийхээ хооронд Кулоны харилцан үйлчлэлд нөлөөлдөг. Цөмийн таталцлыг даван туулахын тулд электронууд гадны эх үүсвэрээс энерги авах ёстой. Электрон цөмөөс хол байх тусам бага энерги шаардагдана.
Атомын загварууд
Эрдэмтэд удаан хугацааны туршид атомын мөн чанарыг ойлгохыг эрэлхийлсээр ирсэн. Эртний Грекийн гүн ухаантан Демокрит эрт дээр үеэс томоохон хувь нэмэр оруулсан. Хэдийгээр одоо түүний онол бидэнд энгийн бөгөөд дэндүү энгийн мэт санагдаж байсан ч энгийн бөөмсийн тухай санаа дөнгөж гарч ирж байсан тэр үед түүний материйн хэсгүүдийн тухай онолыг бүхэлд нь нухацтай авч үзсэн. Демокрит аливаа бодисын шинж чанар нь атомын хэлбэр, масс болон бусад шинж чанараас хамаардаг гэж үздэг. Тиймээс, жишээлбэл, гал нь хурц атомуудтай гэж тэр итгэдэг - тиймээс гал шатдаг; Ус нь гөлгөр атомуудтай тул урсах боломжтой; Хатуу биетүүдэд түүний бодлоор атомууд барзгар байсан.
Демокрит бүх зүйл атомаас бүрддэг, тэр дундаа хүний сүнс хүртэл байдаг гэж үздэг.
1904 онд Ж.Ж.Томсон атомын загвараа санал болгов. Онолын үндсэн заалтууд нь атомыг эерэг цэнэгтэй бие гэж төлөөлдөг бөгөөд түүний дотор сөрөг цэнэгтэй электронууд байдаг. Энэ онолыг хожим Э.Рутерфорд няцаасан.
Цагаан будаа. 2. Томсоны атомын загвар.
Мөн 1904 онд Японы физикч Х.Нагаока Санчир гаригтай зүйрлэн атомын анхны гаригийн загварыг санал болгосон. Энэ онолын дагуу электронууд цагирагт нэгдэж, эерэг цэнэгтэй цөмийн эргэн тойронд эргэлддэг. Энэ онол буруу болж хувирав.
1911 онд Э.Рутерфорд хэд хэдэн туршилт хийж атом нь гаригийн системтэй бүтцийн хувьд төстэй гэж дүгнэжээ. Эцсийн эцэст электронууд гаригууд шиг хүнд, эерэг цэнэгтэй цөмийн эргэн тойронд тойрог замд хөдөлдөг. Гэсэн хэдий ч энэ тодорхойлолт нь сонгодог электродинамиктай зөрчилдөж байв. Дараа нь Данийн физикч Нильс Бор 1913 онд постулатуудыг нэвтрүүлсэн бөгөөд үүний мөн чанар нь электрон зарим онцгой төлөвт байх үед энерги ялгаруулдаггүй явдал байв. Тиймээс Борын постулатууд нь атомуудад сонгодог механик хэрэглэх боломжгүй гэдгийг харуулсан. Бор-Рутерфордын гаригийн загвар гэж Бор-Рутерфордын тодорхойлсон, Борын нэмж оруулсан гаригийн загварыг нэрлэжээ.
Цагаан будаа. 3. Бор-Резерфордын гаригийн загвар.
Атомыг цаашид судлах нь квант механик гэх мэт хэсгийг бий болгоход хүргэсэн бөгөөд үүний тусламжтайгаар шинжлэх ухааны олон баримтуудыг тайлбарласан болно. Бор-Рутерфордын гаригийн загвараас бий болсон атомын тухай орчин үеийн санаа. Илтгэлийн үнэлгээ
Дундаж үнэлгээ: 4.4. Хүлээн авсан нийт үнэлгээ: 469.
