Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Другие методич. материалы / Тематический материал по теме "Строение атома"

Тематический материал по теме "Строение атома"



Осталось всего 4 дня приёма заявок на
Международный конкурс "Мириады открытий"
(конкурс сразу по 24 предметам за один оргвзнос)


  • Химия

Поделитесь материалом с коллегами:

Строение атома

1. Атомы.

Атомы не сразу вошли в научный обиход, хотя само слово "атом" появилось еще в сочинениях древнегреческих философов. В переводе с греческого оно означает "неделимый". Философы объясняли окружающий мир доступными средствами, среди которых не было современных приборов, но были наблюдательность и логика. Чисто логическим путем можно прийти к выводу, что дробление вещества не может происходить бесконечно. В конце концов должна остаться некая мельчайшая и неделимая крупинка вещества или атом вещества. Если бы таких неделимых крупинок не оставалось, то любую вещь можно было бы уничтожить до конца. А раз так, то новые вещи (и даже животные, растения) создавались бы из ничего. По мнению древнегреческих философов Левкиппа и Демокрита, это противоречило бы здравому смыслу.

2. История изучения строения атома.

30 гг.19 века – М. Фарадей изучает процессы прохождения электрического тока через газы и жидкости. Благодаря данным исследованиям стало возможным открытие электрона.

С 1896 г. – открытие явления радиоактивности и изучение его (А. Беккерель, П. Кюри, М. Склодовская – Кюри)

1909-1911 г. – открытие Э.Резерфордом ядер атомов.

1913 г. – открытие факта, что заряд ядра равен порядковому номеру в таблице Д. И. Менделеева (Г. Мозли)

1920 г. – открытие Э.Резерфордом протона.

1932 г. – открытие Дж.Чедвиком нейтрона.

3. Создание модели атома.

Атомы состоят из еще более мелких частиц, которые были открыты в разное время разными исследователями. Самой первой из таких частиц оказался электрон, несущий единичный электрический заряд. Электрон получил свое нынешнее название только в самом конце прошлого века, а до этого физики только предполагали, что существует некий "атом электричества", с помощью которого по проводам передается электрический ток.

В 1853 году французский исследователь А.Массон решил попробовать пропускать электрические разряды (искры) через стеклянную трубку, из которой откачан воздух. Впоследствии с помощью этого несложного устройства англичанин Вильям Крукс провел множество опытов, и с тех пор такие трубки называют круксовыми (прямой потомок круксовой трубки - всем известный телевизhello_html_m4e3e2fd9.jpgор).

Рис. 1. Вращение вертушки с лопастями под действием катодных лучей в трубке Крукса. Этот опыт позволял предположить, что катодные лучи больше похожи не на обычный свет, а на поток микроскопических частиц, имеющих массу.

Что же удалось выяснить с помощью круксовых трубок? Они служили источником необычных лучей, которые распространялись отрицательно заряженным электродом - катодом. Эти лучи получили название катодных. Описывая катодные лучи, Крукс отмечал такие их свойства:

- они вызывают свечение некоторых веществ, нанесенных на внутреннюю поверхность трубки;

- они обладают кинетической энергией и способны передавать механическое движение вертушке с лопастями (рис. 1);

- они отклоняются магнитным полем;

- они отрицательно заряжены, потому что движутся по направлению к положительному полюсу трубки.

В 1897 году английский физик Дж. Дж. Томсон сконструировал похожую трубку, с помощью которой можно было измерять отклонение катодных лучей в электрическом поле (рис.2-2). Напряжение, подаваемое на пластины 4 и 5, между которыми проходили катодные лучи, можно было уменьшать или увеличивать. Чем выше было напряжение на пластинах 4 и 5, тем сильнее отклонялся от прямолинейной траектории поток катодных лучей.

Рhello_html_f4fda22.jpgис. 2. Прибор Томсона для измерения отклонения катодных лучей под действием электрического поля. 1- отрицательно заряженный электрод (катод), 2 - положительно заряженный электрод, 3 - отверстие, 4 и 5 - пластины электродов для отклонения катодных лучей, 6 - часть трубки, покрытая изнутри слоем вещества, светящимся под действием катодных лучей, 7 - светящееся пятно.

Впоследствии этот эксперимент помог установить массу и заряд частиц, из которых состоят катодные лучи: ведь чем меньше масса и чем больше заряд частицы, тем легче отклонить ее от прямолинейной траектории с помощью электрического поля. Правда, для этого потребовались дополнительные эксперименты, но в 1909 году цель была достигнута. Электрический заряд таинственных "катодных" частиц, выраженный в кулонах, оказался величиной чрезвычайно малой, поэтому для удобства физики и химики чаще пользуются другой шкалой, в которой величина этого "элементарного" заряда принята за единицу. Описанные Томсоном отрицательно заряженные частицы, несущие наименьший электрический заряд, получили название электронов.

Позже в аналогичном приборе удалось наблюдать поток положительно заряженных частиц, которые стали называть протонами. Масса протона оказалась почти в 2000 раз больше массы электрона, а его заряд, как выяснилось, равен заряду электрона, но со знаком "плюс".





Тhello_html_m1bc0e5a5.jpgомсон предположил, что атомы состоят из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены электроны (рис. 3а). Эта модель атома получила среди ученых прозвище "сливовый пудинг", хотя не менее похожа и на булочку с изюмом (где "изюминки" - это электроны), или на "арбуз" с "семечками" - электронами.

Рис. 3. Модели атома: а) Томсона (“сливовый пудинг”), б) Резерфорда, в) планетарная модель Бора.

В 1910 году английский физик Эрнст Резерфорд со своими учениками Гейгером и Марсденом провели эксперимент, который дал поразительные результаты, необъяснимые с точки зрения модели Томсона. В то время уже была открыта радиоактивность, о которой в наше время знают даже школьники начальных классов. Радиоактивные вещества способны испускать не только лучи высокой энергии, но и частицы высокой энергии, которые способны проникать сквозь многие предметы. Такие частицы называются альфа-частицами.

Рhello_html_m4d194d60.jpgис. 4. Опыт Э.Резерфорда. Поток альфа-частиц проникает сквозь тонкую золотую фольгу толщиной приблизительно 10000 атомов. Пройдя сквозь золото, альфа-частицы вызывают вспышку при ударе об экран. По вспышкам на экране можно видеть отклонения части альфа-частиц от прямолинейной траектории

В опыте Резерфорда пучок альфа-частиц направлялся на тонкую золотую фольгу, а затем становился видимым на специальном экране со светящимся покрытием (рис 4).

Обнаружилось, что не весь пучок альфа-частиц проходит фольгу насквозь. Некоторые альфа-частицы меняют направление весьма значительно и даже отражаются от тонкого листа золотой фольги, как снаряд от брони! Это могло означать только одно: атомы золота не сплошные, а состоят из "разреженных" пустот (сквозь которые альфа-частицы проходят беспрепятственно) и очень плотных областей, от которых альфа-частицы отскакивают, как мячик.

Резерфорд предположил, что атом золота состоит из плотного, положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена практически вся масса атома, и окружающих это ядро электронов (рис. 3б). Электроны вращаются вокруг ядра по круговым орбитам, при этом на электроны действует центробежная сила, которая в точности уравновешивается электростатическим притяжением электрона к ядру. Альфа-частицы относительно легко проходят сквозь "разреженную" область, занимаемую электронами, и отражаются (или отклоняются в сторону) при столкновении с плотным ядром атома. По соотношению отклоненных и неотклоненных альфа-частиц удалось рассчитать, что размеры ядра атома золота примерно в 100000 раз меньше внешних границ атома, которыми он соприкасается с другими атомами!

Модель Резерфорда объясняла результаты эксперимента с альфа-частицами, но задавала физикам и химикам еще больше вопросов, чем было раньше. Почему при движении заряженного электрона около заряженного ядра не выделяется энергия? Как атомы "прикрепляются" друг к другу? Почему электроны не падают на ядро? Каким образом физические тела, состоящие из атомов, при нагревании испускают свет?

Эти вопросы частично прояснились только после того, как датский физик Н.Бор предложил модель атома, похожую на модель Резерфорда, но с тем отличием, что электроны располагались вокруг ядра на строго определенных, постоянных орбитах (рис. 2-3в). Эта модель напоминает устройство солнечной системы, где электроны вращаются вокруг ядра так же, как планеты вокруг Солнца. Когда вещество нагревают, электроны поглощают энергию и переходят на более удаленные от ядра постоянные орбиты, а затем возвращаются на прежнее место, выделяя энергию строго отмеренными "порциями" (в виде света). Такая “порция” энергии (ее называют квантом света) в точности равна разнице между энергиями электрона на более высокой и менее высокой орбитах. Изучая испускаемый нагретыми телами свет, можно выяснить, сколько постоянных электронных орбит существует в атоме и даже установить довольно сложное внутреннее устройство этих орбит.

4. Строение атомного ядра. Субатомные частицы. Элементы. Изотопы.

Атом состоит из ядра и окружающего его электронного "облака". Находящиеся в электронном облаке электроны несут отрицательный электрический заряд. Протоны, входящие в состав ядра, несут положительный заряд. В любом атоме число протонов в ядре в точности равно числу электронов в электронном облаке, поэтому атом в целом - нейтральная частица, не несущая заряда. Атом может потерять один или несколько электронов или наоборот - захватить чужые электроны. В этом случае атом приобретает положительный или отрицательный заряд и называется ионом.

Практически вся масса атома сосредоточена в его ядре, так как масса электрона составляет всего лишь 1/1836 часть массы протона. Плотность вещества в ядре фантастически велика - порядка 1013 - 1014 г/см3. Спичечный коробок, наполненный веществом такой плотности, весил бы 2,5 миллиарда тонн!

Таблица 1. Субатомные частицы.

Частица

Заряд

Масса:

 

 

кг

а.е.м.

Протон

+1

1,67·10-27

1,00728

Нейтрон

0

1,67·10-27

1,00867

Электрон

-1

9,11·10-31

0,000549

Внешние размеры атома - это размеры гораздо менее плотного электронного облака, которое примерно в 100000 раз больше диаметра ядра.

Кроме протонов, в состав ядра большинства атомов входят нейтроны, не несущие никакого заряда. Масса нейтрона практически не отличается от массы протона.

Электроны, протоны и нейтроны являются главными "строительными деталями" атомов и называются субатомными частицами. Их заряды и массы в кг и в специальных “атомных” единицах массы (а.е.м.) показаны в таблице 1.

Из таблицы 1 видно, что массы субатомных частиц чрезвычайно малы. Показатель степени (например, десять в минус двадцать седьмой степени) показывает, сколько нулей после запятой нужно записать, чтобы получилась десятичная дробь, выражающая массу субатомной частицы в килограммах. Это ничтожнейшая часть килограмма, поэтому массу субатомных частиц удобнее выражать в атомных единицах массы (сокращенно - а.е.м.). За атомную единицу массы принята ровно 1/12 часть массы атома углерода, в ядре которого содержится 6 протонов и 6 нейтронов. Схематическое изображение такого "эталонного" атома углерода приведено на рис. 5 (б).

Рhello_html_m1226518f.jpgис. 5. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и электронного облака. а) состав ядра атома водорода входит только 1 протон, а электронное облако заполняется одним электроном. б) В ядре атома углерода 6 протонов и 6 нейтронов, а в электронном облаке - 6 электронов. в) Существует также изотопный углерод, ядре которого на 1 нейтрон больше.

Содержание этого изотопа в природном углероде составляет чуть более 1% (об изотопах см. ниже). Линейные размеры атомов очень малы: их радиусы составляют от 1 до 2,5 ангстрема (1 ангстрем = 10 8 см). Радиус ядра около 10 5 ангстрема, то есть 10 13 см. Это в 100000 раз меньше размеров электронной оболочки. Поэтому правильно показать относительные пропорции ядер и электронных оболочек на рисунке невозможно. Если бы атом увеличился до размеров Земли, то ядро имело бы всего около 60 м в диаметре и могло бы поместиться на футбольном поле.

Масса атома, выраженная в единицах а.е.м., называется относительной атомной массой. Этот громоздкий (но точный) термин применяется редко, а чаще говорят более коротко: атомная масса или даже атомный вес. Атомная единица массы – безразмерная величина (масса какого-либо атома делится на массу атома углерода), поэтому все три термина (“относительная атомная масса”, “атомная масса”, “атомный вес”) в химическом языке равнозначны.

На рис. 5 показаны атомы двух разных видов. Может возникнуть вопрос: почему двух, а не трех видов - ведь на рисунке изображены три атома? Дело в том, что атомы (б) и (в) относятся к одному и тому же химическому элементу углероду, в то время как атом (а) - совсем другой элемент (водород). Что же такое химические элементы и чем они отличаются друг от друга? Водород и углерод отличаются числом протонов в ядре и, следовательно, числом электронов в электронной оболочке. Число протонов в ядре атома называют зарядом ядра атома и обозначают буквой Z. Это очень важная величина. Когда мы перейдем к изучению Периодического закона, то увидим, что число протонов в ядре совпадает с порядковым номером атома в Периодической таблице Д.И.Менделеева.

Заряд ядра (число протонов) совпадает с числом электронов в атоме. Когда атомы сближаются, то в первую очередь они взаимодействуют друг с другом не ядрами, а электронами. Число электронов определяет способность атома образовывать связи с другими атомами, то есть его химические свойства. Поэтому атомы с одинаковым зарядом ядра (и одинаковым числом электронов!) ведут себя в химическом отношении практически одинаково и рассматриваются как атомы одного химического элемента.

ЭЛЕМЕНТОМ называется определенный вид атомов с одинаковым ЗАРЯДОМ ЯДРА.

На рис. 5 водород (один протон в ядре) и углерод (шесть протонов в ядре) - это разные химические элементы. А вот атомы (б) и (в), у которых по 6 протонов в ядре (хотя и разное количество нейтронов!), принадлежат одному и тому же химическому элементу (углероду).

** Слово "элемент" существовало в обиходе химиков задолго до того, как стало что-нибудь известно о строении атома. Средневековые алхимики и ученые-химики до начала XIХ века ничего не знали об атомном ядре и, тем более, о протонах и электронах. Но о существовании элементов естествоиспытатели догадывались давно и затратили немало сил для того, чтобы выяснить - что же считать элементом? Очень хорошее (и вполне современное!) определение элемента дал еще древнегреческий философ Аристотель (384-322 до н.э.):

"Все окружающее представляет собой элементы либо состоит из элементов... Элемент представляет собой то, на что можно разложить другие тела..., но не может быть разложено само ни на что более простое или отличное от самого себя".

Эта догадка опиралась на здравый смысл и у большинства химиков не вызывала сомнений, но при ответе на вопрос - что же считать элементом - возникало чисто практическое затруднение. Если какое-либо вещество не разлагается на более простые вещества, то не ясно - является ли оно элементом, или мы просто не умеем его разложить? В 1857 году немецкий химик Юстус Либих написал: "Элементы рассматриваются как простые вещества не потому, что мы знаем это, а лишь потому, что не знаем о них противоположного".

Например, долгое время воду считали элементом, и только в 1784 году англичанин Генри Кавендиш показал, что вода состоит из более простых веществ - водорода и кислорода. Водород, кстати, был открыт Г.Кавендишем, но вместо своего нынешнего названия имел гораздо более длинное: "воспламеняемый, горючий воздух из металлов" (дело в том, что водород получали, действуя кислотами на цинк, железо и некоторые другие металлы). Название ВОДО-РОД (то есть - рождающий воду) просто еще не могло существовать, поскольку никто не догадывался, что этот легкий газ и вода имеют друг к другу близкое отношение.

Однажды другой английский исследователь - Джозеф Пристли - в присутствии Кавендиша провел простой, хотя и небезопасный опыт - взорвал смесь водорода с кислородом. Пристли (он является первооткрывателем кислорода) впоследствии вспоминал об этом, как о "случайном эксперименте для развлечения нескольких философствующих друзей". Наблюдательный Кавендиш повторил этот опыт, но уже не взрывая, а сжигая водород в кислороде. Ему удалось довольно точно измерить объем взаимодействующих газов (объем водорода в этом опыте относился к объему кислорода как 2 : 1) и показать, что вода является продуктом реакции между этими двумя газами. Отсюда следовало, что вода - не элемент, а химическое соединение водорода и кислорода.

Более практическое определение элементу дал английский физик и химик Роберт Бойль:

Элемент - это вещество, которое при химическом превращении всегда увеличивает свой вес.

Например, при ржавлении куска железа его вес всегда увеличивается. Ржавление - это химическая реакция железа с водой и кислородом воздуха, поэтому в массу ржавого железа включается и масса прореагировавших с ним веществ. Химикам были известны и другие реакции, в которых железо увеличивало вес, но не существовало ни одной реакции, в которой железо разлагалось бы на более легкие продукты. Из этого заключалось, что железо, вероятно, является элементом.

hello_html_5a95f6ba.gif

Оhello_html_m5d6fad.jpgбразцы пяти химических элементов из книги П. Эткинса "Молекулы". Желтая глыба - сера (S). Правее - медь (Cu). Красная жидкость в колбе - бром (Br2). В часовых стеклах - элементы иод (фиолетовые кристаллы I2) и ртуть (жидкий металл Hg).

hello_html_5a95f6ba.gif

Можно представить себе те трудности, с которыми сталкивались естествоиспытатели до появления теории строения атома. Тем не менее, еще до XIX века были правильно установлены многие элементы: углерод, сера, медь, золото, серебро, железо, свинец, олово, ртуть, цинк, мышьяк, сурьма, висмут, платина, фосфор, кобальт, никель, водород, кислород, азот, марганец.

Сумма тяжелых частиц (нейтронов и протонов) в ядре атома какого-либо элемента называется массовым числом и обозначается буквой А. Из названия этой величины видно, что она тесно связана с округленной до целого числа атомной массой элемента.

A = Z + N

Здесь A - массовое число атома (сумма протонов и нейтронов), Z - заряд ядра (число протонов в ядре), N - число нейтронов в ядре.

Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов. Изотопы отличаются друг от друга только числом нейтронов в ядре (числом N). Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы. На рис. 5б показан изотоп углерода с массовым числом 12 (6 протонов + 6 нейтронов = 12), а на рис. 2-5в - изотоп углерода с массовым числом 13 (6 протонов + 7 нейтронов = 13).

Изотопами называются атомы с одинаковым зарядом ядра (то есть с одинаковым числом протонов), но с разным числом нейтронов в ядре. Изотопы отличаются друг от друга только массовым числом. Все элементы состоят из одного или нескольких изотопов.

Нhello_html_m7776feb6.jpgапример, алмаз состоит из элемента углерода. Если бы удалось изготовить два совершенно одинаковых искусственных алмаза из углерода с массовым числом 12 и углерода с массовым числом 13, то оба кристалла в химическом отношении были бы одним и тем же элементом углеродом (заряд ядра + 6), но масса кристаллов была бы немного разной. Правда, стоимость алмазов из чистого углерода-12 и чистого углерода-13 была бы во много раз выше, чем у обычных. Дело в том, что разделять изотопы чрезвычайно трудно из-за того, что их химические и физические свойства очень близки.

** Лишь немногие изотопы неустойчивы и поэтому постепенно распадаются с излучением субатомных частиц и электромагнитных волн. Это явление называется радиоактивностью, о которой мы уже упоминали в этой главе. Вопреки распространенному мнению термин изотоп совсем не обязательно связан с радиоактивностью - большинство изотопов устойчиво и мы просто не замечаем их присутствие в том или ином элементе, поскольку не различаем их химические и физические свойства. Таковы изотопы железа, меди, хлора, кальция и многих других элементов, с которыми мы познакомимся немного позже.

5. Атомные веса природных элементов. Изотопный состав элементов. Дефект массы.

В природе элементы за редким исключением существуют в виде смесей из нескольких изотопов. Это ведет к тому, что атомный вес природного элемента несколько отличается от атомного веса любого из его чистых изотопов. Легче всего это понять из таблицы 2, где приведены атомные веса природных элементов и их изотопный состав.

Названия элементов на латинском и русском языке и латинские символы этих элементов приведены для того, чтобы мы постепенно начинали знакомиться со всеми элементами. Из таблицы видно, что средний измеренный атомный вес найденного в природе элемента зависит от того, сколько в нем содержится разных изотопов. Итак, в первой колонке таблицы 2 приведено русское название элемента. Ниже - латинский символ элемента, связанный обычно с его латинским названием. Слева вверху от символа элемента указываются массовое число (сумма протонов и нейтронов в ядре), а слева внизу - заряд ядра атома (количество протонов). Например:

hello_html_m1b7b9ec9.png





Таблица 2. Символы, названия, атомные веса и природный изотопный состав некоторых химических элементов.

Элемент и его символ с массовым числом и зарядом ядра

Латинское название

(как читается)

Атомный вес природного элемента

Атомный вес изотопов

Содержание изотопов в природном элементе, %

Водород

11H

21H (D)

Hydrogenium

(гидрогениум)

1,0079

......

1,0078

2,0140

......

99,984

0,0156

Углерод

126C

136C

Carboneum

(карбониум)

12,011

......

12,00000

13,00335

......

98,892

1,108

Азот

147N

157N

Nitrogenium

(нитрогениум)

14,0067

......

14,00307

15,00011

......

99,635

0,365

Кислород

168O

178O

188O

Oxygenium

(оксигениум)

15,9994

......

15,99491

16,9991

17,9992

......

99,759

0,037

0,204

Натрий

2311Na

Natrium

(натриум)

22,9898

......

22,9898

......

100

Хлор

3517Cl

3717Cl

Chlorum

(хлорум)

35,453

......

34,96885

36,9658

......

75,53

24,47

Как видно из таблицы 2, атомные веса элементов, найденных в природе в виде единственного изотопа (например, натрия), в точности равны атомному весу этого изотопа. Иначе обстоит дело с элементами, которые существуют на Земле в виде нескольких изотопов (например, хлор, кислород): их атомный вес зависит от того, какой изотоп этого элемента наиболее распространен и сколько в нем "примесей" других изотопов этого элемента.

Атомный вес элемента равен среднему значению из атомных весов всех его природных изотопов с учетом их распространенности.

** Например, элемент хлор в природе находится в виде двух изотопов: хлор-35 и хлор-37. Их содержание составляет 75,53% и 24,47% (см. табл. 2-2). Если общее содержание двух изотопов хлора в сумме принять за единицу, то одного из них - примерно 0,75 и другого - примерно 0,25 (в долях единицы). Тогда атомный вес природной смеси двух изотопов хлора округленно равен:

34,97 0,75 + 36,96 0,25 = 35,5 а.е.м.

Можно решать и обратную задачу. Допустим, точно известно, что природный хлор состоит из двух изотопов 35Cl и 37Cl. Найденный в эксперименте атомный вес природного хлора составил 35,5 а.е.м. Сколько каждого изотопа содержится в природном хлоре? Если принять сумму изотопов за единицу, а содержание, например, 35Cl за x, то содержание изотопа 37Cl составит (1 - x). Тогда: 35x + 37(1 - x) = 35,5. Решив это простое уравнение, получим содержание изотопа 35Cl равным 0,75 или 75%.

Есть еще один важный фактор, влияющий (хотя и в меньшей степени) на атомный вес элемента - дефект массы. Внимательный читатель мог заметить некоторые "странности" в табл. 2. Например, атомный вес единственного изотопа натрия 2311Na немного меньше, чем 23 а.е.м. Но нам уже известно, что массы протона и нейтрона чуть больше 1 а.е.м. Почему же атом натрия, содержаший в своем ядре 11 протонов и 12 нейтронов имеет массу меньше 23 (22,9898 а.е.м.)? То же явление хорошо заметно для изотопов кислорода и хлора (см. табл. 2). Дело в том, что связывание между собой одноименно заряженных протонов в ядрах атомов требует больших затрат энергии. Нейтроны тоже участвуют в этом связывании, выполняя роль своеобразного ядерного "клея". При этом часть массы протонов и нейтронов переходит в энергию связывания нуклонов в ядре. Такая потеря массы протонов и нейтронов, возникающая в результате их связывания, называется дефектом массы.

Дефект массы - уменьшение массы атома по сравнению с суммарной массой всех отдельно взятых составляющих его элементарных частиц, обусловленное энергией их связи в атоме.

Если "разобрать" ядро атома на отдельные протоны и нейтроны (например, с помощью ядерной реакции), то их масса вновь примет именно те значения, которые нам уже известны: 1,00728 а.е.м. для протона и 1,00867 а.е.м. для нейтрона.

Дефект массы является следствием универсального соотношения E = Mc2, вытекающего из теории относительности А. Эйнштейна, где E - полная энергия системы, c = 3.1010 см/сек - скорость света в пустоте, M - масса системы (в нашем случае - атома). Тогда M = Е/c2, где M - дефект массы, а E - энергия связи нуклонов в ядре, т.е. энергия, которую необходимо затратить для разделения ядра атома на отдельные протоны и нейтроны. Таким образом, чем больше дефект массы, тем больше энергия связывания нуклонов в ядре и тем устойчивее ядро атома элемента. С увеличением числа протонов в ядре (и массового числа) дефект массы сначала возрастает от нуля (для 1H) до максимума (у 64Ni), а затем постепенно убывает для более тяжелых элементов.

Нет никакой необходимости запоминать изотопный состав, заряд ядра, массовые числа и атомные веса разных элементов. Эти значения всегда можно найти в справочниках. Важно понимать физический смысл этих величин.



Задачи

1. Сколько протонов и сколько нейтронов содержится в ядре атома кислорода 168О?

2. Сколько протонов, нейтронов и электронов содержится в атоме элемента бора 115B?

3. Сколько электронов содержится в электронной оболочке иона натрия 2311Na+1 ?

4. В атоме элемента кальция 20 протонов и 20 нейтронов. Какой заряд несет ион кальция с 18 электронами в электронной оболочке? Напишите латинский символ этого иона.

** 5. Элемент сурьма (51Sb) состоит из двух изотопов: 12151Sb (57%) и 12351Sb (43%). Какова относительная атомная масса (атомный вес) природной сурьмы?

** 6 (НГУ). В каком соотношении находятся природные изотопы меди: 63Cu и 65Cu? Относительная атомная масса (атомный вес) природной меди 63,5 а.е.м. Каков состав ядра атома каждого из этих изотопов (сколько в ядрах их атомов протонов и нейтронов)?

7. Заполните пропуски в таблице:

Символ

126C

178O2-

 

 

 

Число протонов

6

 

12

 

8

Число нейтронов

6

 

13

12

10

Число электронов

6

10

 

10

10

Суммарный заряд

0

-2

0

+1

 

6. Электронное строение атома.

Вhello_html_m1d6e1ef4.png этом и в следующем параграфах рассказывается об устройстве модели электронной оболочки атома. Важно понимать, что речь идет именно о модели. Реальные электронные оболочки атомов, конечно, более сложны и мы пока знаем о них далеко не все. Однако современная электронная модель позволяет предсказывать химические и физические свойства атомов, поэтому широко используется в естественных науках. Опишем устройство одной из первых моделей - орбитальной модели Бора (рис. 6).


Рис. 6. Схематичное изображение строения электронной оболочки атома в модели Бора.

В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Н. Бор в то время объяснить не мог. Но он выяснил, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты.

Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями. Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d). Четвертый уровень (он не показан на рис. 6) состоит из подуровней 4s, 4p,4d, 4f.

В электронной оболочке любого атома ровно столько электронов, сколько протонов в его ядре, поэтому атом в целом электронейтрален. Электроны в атоме заполняют ближайшие к ядру уровни и подуровни, потому что в этом случае их энергия меньше, чем если бы они заполняли более удаленные уровни. На каждом уровне и подуровне может помещаться только определенное количество электронов.

Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей (на рис. 6 они не показаны). Орбитали тоже удалось обнаружить экспериментально. Каждая орбиталь - это как бы "квартира" для электронов в "доме"-подуровне. Например, любой s-подуровень - это "дом" из одной "квартиры" (s-орбиталь), p-подуровни - "трехквартирные дома" (в каждом из них по три p-орбитали), d-подуровени - "дома" из 5 "квартир"-орбиталей, а f-подуровень - "дом" из 7 одинаковых по энергии орбиталей. В каждой "квартире"-орбитали могут "жить" не больше двух электронов. Запрещение электронам "селиться" более чем по-двое на одной орбитали называют запретом Паули - по имени ученого, который выяснил эту важную особенность строения атома. "Адрес" каждого электрона в атоме записывается набором квантовых чисел. Здесь мы упомянем лишь о главном квантовом числе n (см. рис. 6), которое в "адресе" электрона указывает номер уровня, на котором этот электрон существует.

В 20-е годы прошлого века на смену модели Бора пришла волновая модель электронной оболочки атома, которую предложил австрийский физик Э. Шредингер. К этому времени было экспериментально установлено, что электрон имеет свойства не только частицы, но и волны. Например, видимый нашими глазами свет представляет собой электромагнитные волны. Ряд свойств таких волн есть и у электрона. Шредингер применил к электрону-волне математические уравнения, описывающие движение волны в трехмерном пространстве. Однако с помощью этих уравнений он предложил рассчитывать не траекторию движения электронов внутри атома, а вероятность найти электрон-волну в той или иной точке пространства вокруг ядра.

Общее у волновой модели Шредингера и планетарной модели Бора в том, что электроны в атоме существуют на определенных уровнях, подуровнях и орбиталях. В остальном эти модели не похожи друг на друга. В волновой модели орбиталь - это пространство около ядра, в котором можно обнаружить заселивший ее электрон с вероятностью 95%. За пределами этого пространства вероятность встретить такой электрон меньше 5%. Полученные с помощью математического расчета такие "области вероятности" нахождения в электронном облаке s-, p- и d-электронов показаны на рис. 7.

hello_html_5e0a4d5d.jpg

Рис. 7. Примерно такую форму в волновой модели атома имеют "области вероятности" существования электронов: s-, p-, и d-орбитали. Ядро атома находится в точке пересечения координат.

** Почему вообще пришлось вводить такое понятие, как вероятность нахождения электрона в той или иной точке пространства около ядра? Немецкий физик Гейзенберг в 1927 году сформулировал принцип неопределенности, являющийся одним из важнейших физических принципов для описания движения микрочастиц. Этот принцип вытекает из фундаментального отличия микрочастиц от обычных физических тел. В чем же это отличие? В классической механике предполагается, что человек может наблюдать явление, не нарушая его естественного хода. Например, можно наблюдать движение небесных тел в телескоп, и это никак не отразится на их движении. Астроном может произвести измерения и составить точное математическое описание движения объекта. Используя полученные формулы, можно предсказать, куда движется данный объект и где он будет находиться в любой момент времени. В микромире дело обстоит иначе. Например, исследуя движение электрона с помощью микроскопа (если бы такое было возможно), мы бы наблюдали отраженные от электрона волны света, энергия которых по величине сопоставима с энергией самих исследуемых частиц. Поэтому при выполнении измерений нами неизбежно вносились бы изменения в состояние электрона (местоположение, скорость, направление движения и т.д.). Значит, на основании наших измерений бессмысленно говорить о точном местоположении электрона в каждый момент времени. Принцип неопределенности говорит о том, что не следует пытаться вычислить точную траекторию электрона вокруг ядра. Можно лишь указать вероятность нахождения электрона в том или ином участке пространства около ядра в любой момент времени. Эта вероятность поддается вычислению с помощью математических методов.

Итак, в волновой модели тоже существуют орбитали разных видов: s-орбитали (сферической формы), p-орбитали (похожие на веретено или на объемные восьмерки), а также d-орбитали (рис. 2-7) и f-орбитали еще более сложной формы. Все эти фигуры очерчивают область 95%-ной вероятности найти s-, p-, d- или f-электроны именно в том месте электронного облака, которое ограничено этими сложными фигурами. Области вероятности нахождения разных электронов могут пересекаться. К этому свойству волновой модели следует отнестись спокойно, поскольку она является не столько физической, сколько абстрактной математической моделью электронной оболочки. Однако, как мы увидим в дальнейшем, такая модель обладает хорошей предсказательной силой в отношении химических свойств атомов и молекул.

Во всех моделях атома электроны называют s-, p-, d- и f-электронами в зависимости от подуровня, на котором они находятся. Элементы, у которых внешние (то есть наиболее удаленные от ядра) электроны занимают только s-подуровень, принято называть s-элементами. Точно так же существуют p-элементы, d-элементы и f-элементы.

**Чем выше (то есть чем дальше от ядра) находится электронный уровень, тем больше на нем может разместиться электронов за счет того, что число подуровней и орбиталей на удаленных уровнях постоянно увеличивается (это удалось выяснить экспериментально). Можно посчитать, что на n-м уровне помещается в сумме n2 различных орбиталей, а электронов - вдвое больше: 2n2, потому что любая орбиталь способна вмещать не более двух электронов.

Таблица 4. Наибольшее возможное число электронов на первых 4-х электронных уровнях.

Электронный уровень (n)

Сколько может разместиться электронов на данном уровне (2n2)

1

2

2

8

3

18

4

32

7. Электронная конфигурация. Электронные формулы. Орбитальные диаграммы. Правило октета.

Наша задача - разобраться в том, как заполняются электронные уровни, подуровни и орбитали по мере усложнения атома.

Существует условное изображение электронных уровней и подуровней, называемое орбитальной диаграммой. На такой диаграмме орбитали условно изображаются квадратиками, а электроны - стрелочками. Если стрелочки направлены в разные стороны, это означает, что электроны различаются между собой особым свойством, которое назывется спином электрона. В данный момент для нас не важна суть этого свойства. Требуется лишь понимать, что электроны могут чем-то отличаться друг от друга.

На схеме показана орбитальная диаграмма атома водhello_html_51559f00.pngорода. Слева пронумерованы электронные уровни (1, 2, 3, … n) из которых у водорода частично заполнен только 1-й уровень. Он состоит из единственной s-орбитали, которая на схеме показана квадратиком. Собственно, этот квадратик с изображением внутри электрона-стрелочки и является орбитальной диаграммой. В ядре атома водорода только 1 протон, поэтому в электронном облаке имеется только 1 электрон, который размещается на самом близком к ядру 1s-подуровне, на 1s-орбитали.

В атоме гелия (2 протона в ядре) уже два электрона, причем оба еще могут поместиться на 1hello_html_m46717964.png-м уровне. Значит, "адрес" этих электронов такой же, как у водорода: 1s. Но чтобы показать, что здесь находится уже не 1, а 2 электрона, пишут “адрес” с указанием количества “жильцов”-электронов: 1s2. Эта короткая запись описывает электронное строение атома гелия. Поэтому такие записи называют электронными формулами. 1s1 - электронная формула атома водорода. 1s2 - электронная формула атома гелия.

Эhello_html_m4bed95a5.pngлемент с тремя протонами в ядре (литий) содержит в своем электронном облаке 3 электрона, для чего занимает электронами сначала весь 1-й уровень (там помещается только 2 электрона), а оставшийся электрон вынужден переместиться на более высокий 2-й уровень, где займет ближайшую к ядру свободную 2s-орбиталь. "Адрес" трех электронов этого элемента таков: 1s2 2s1. Мы записали электронную формулу для лития.

Из этих простых примеров становится ясен принцип минимума энергии заполнения электронных оболочек: в первую очередь заполняются более низкие, ближайшие к ядру уровни и подуровни.

На рис. 8 показана более подробная орбитальная диаграмма для первых электронных уровней большинства атомов.

hello_html_a92ee51.png

Рис. 8. Порядок заполнения орбиталей на первых, наиболее близких к ядру электронных уровнях атома. Заполнение электронами происходит снизу вверх. Справа показано наибольшее количество электронов, способных разместиться на орбиталях данного подуровня. 4-й уровень показан не полностью.

Чем дальше от ядра располагаются уровни и подуровни, тем выше их энергия. По некоторым (до сих пор не вполне понятным) причинам 4s-подуровень большинства атомов (за исключением атомов самых "легких" элементов) заполняется электронами раньше, чем 3d-подуровень. Такие аномалии встречаются и на более высоких уровнях. Вот как выглядит порядок заполнения уровней и подуровней в атомах большинства элементов:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, ...

Электронная формула описывает распределение электронов по энергетическим уровням, существующим в электронном облаке. Такое распределение называется также электронной конфигурацией атома.

Запись электронной формулы проще показать на конкретном примере. Допустим, нам надо выяснить электронную формулу элемента с порядковым номером 7. В атоме такого элемента должно быть 7 электронов. Заполним орбитали семью электронами, начиная с нижней 1s-орбитали.

Итак, 2 электрона расположатся на 1s-орбитали, еще 2 электрона - на 2s-орбитали, а оставшиеся 3 электрона смогут разместиться на трех 2p-орбиталях.

Электронная формула элемента с порядковым номером 7 (это элемент азот, имеющий символ “N”) выглядит так:

hello_html_m21779113.png

Существует правило (оно называется правилом Гунда), по которому электроны предпочитают расселяться на одинаковых по энергии орбиталях (например, на трех p-орбиталях) сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заполняется двумя электронами, такие электроны называют спаренными.

hello_html_m72b3a26a.png

Рис. 9. Правильная (а) и неправильная (б) орбитальная диаграмма азота.

Посмотрим действие правила Гунда на примере элемента азота (1s2 2s2 2p3). На 2-м электронном уровне есть три одинаковых 2p-орбитали: 2px, 2py, 2pz. Электроны заселят их так, что на каждой из этих p-орбиталей окажется по одному электрону. Объясняют это тем, что в соседних ячейках электроны меньше отталкиваются друг от друга, как одноименно заряженные частицы.

По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами.

Полученная нами электронная формула (и орбитальная диаграмма) азота несет очень важную информацию: внешний электронный уровень азота заполнен электронами не до конца, причем до заполнения не хватает трех электронов.

Внешним уровнем атома называется самый далекий от ядра уровень, на котором еще есть электроны. Именно эта оболочка соприкасается при столкновении с внешними уровнями других атомов в химических реакциях. При взаимодействии с другими атомами азот способен принять 3 дополнительных электрона на свой внешний уровень. При этом атом азота получит завершенный, то есть максимально заполненный внешний электронный уровень, на котором расположатся 8 электронов.

Завершенный уровень энергетически выгоднее незавершенного. Поэтому атом азота должен легко реагировать с любым другим атомом, способным предоставить ему 3 дополнительных электрона для завершения его внешнего уровня.

Другой пример: элемент с порядковым номером 18:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Элемент с порядковым номером 18 - это аргон. Он уже имеет полностью завершенный внешний уровень и, следовательно, не склонен реагировать с другими элементами. Действительно, химическое поведение аргона настолько выделяется своей пассивностью среди других элементов, что он получил название инертного газа или благородного газа (последнее, вероятно, за свою "химическую лень"). Аргон (в переводе с греческого "недеятельный") не реагирует ни с одним химическим элементом. В свободном состоянии он существует не в виде двухатомных молекул (как другие газы), а в виде отдельных атомов (вот мы и ответили на один из вопросов параграфа 2.1 этой главы!) Инертность аргона такова, что до сих пор, несмотря на все попытки, не удалось получить ни одного его химического соединения.

** Аргон является не единственным благородным или инертным газом. Существуют также элементы гелий (He, заряд ядра 2), что означает "солнечный" (впервые обнаружен на Солнце спектральными методами и только потом - в минерале клевеите); неон (Ne, "новый", заряд ядра 10); криптон (Kr, "скрытный", заряд ядра 36); ксенон (Xe, "странный", заряд ядра 54). Существует также радиоактивный благородный газ радон (Rh, заряд ядра 86), медленно выделяющийся из горных пород. Все эти газы в небольших количествах имеются в атмосфере. Из-за своей химической инертности благородные газы долго не были известны химикам. Аргон был открыт первым благодаря наблюдательности английского ученого Д.Рэлея. В 1892 году Рэлей столкнулся с загадочным фактом, который было трудно объяснить: газ азот, полученный из атмосферы, оказывался неизменно "тяжелее" азота, полученного путем его выделения из химических соединений. Если 1 л азота, полученного из воздуха, весил 1,2572 г, то 1 л азота, полученного разложением азотистых соединений, весил 1,2505 г ! Менее аккуратный исследователь либо не заметил бы такую маленькую разницу, либо отнес ее за счет погрешности измерений. Но Рэлей многократно повторил свои опыты и выяснил, что это не случайность. Вместе с другим ученым - У.Рамзаем - он пришел к выводу, что в атмосферном азоте, очищенном от других известных газов, может скрываться какой-то новый, неизвестный ранее “тяжелый” газ. Спустя два года они осуществили эксперимент по поглощению азота раскаленным магнием при пропускании искрового электрического разряда и выделили оставшийся в сосуде таинственный газ, который оказался в 20 раз тяжелее водорода. Это и был аргон. Впоследствии У.Рамзай провел эксперименты по дробной перегонке жидкого воздуха и открыл еще три инертных газа: неон, ксенон и криптон. Гелий также впервые был выделен У. Рамзаем в опыте по обработке минерала клевеита горячей серной кислотой. Многочисленные попытки химиков заставить благородные элементы вступать в химические реакции увенчались успехом лишь сравнительно недавно: начиная с 60-х годов известно несколько десятков соединений ксенона и криптона с наиболее "агрессивным" из всех химических элементов - фтором, а также с кислородом. Однако до сих пор неизвестно ни одного соединения гелия, неона и аргона. Аргон вы можете "подержать в руках" - им заполняют электрические лампочки. Аргон не реагирует с раскаленным металлическим волоском лампочки и хорошо отводит от него тепло.

Рассмотрим электронные формулы двух других благородных элементов с зарядом ядра 10 и 36 - неона и криптона:

hello_html_m708bdef.png

Итак, электронные формулы этих благородных газов показывают, что неон имеет заполненный 2-й внешний уровень ( n = 2), а криптон - заполненный 4-й внешний уровень (n = 4). На каждом таком полностью заполненном уровне находится по 8 электронов.

** Внимательный читатель может возразить, что внешняя оболочка криптона, строго говоря, не является заполненной, поскольку свободны 4d-орбитали. Действительно, правильнее говорить о завершенном 4p-подуровне криптона. Чтобы полностью заполнить 4-й уровень, следующие за криптоном элементы вынуждены перед 4d-орбиталями заполнить сначала более "низкий" (по энергии) 5s-подуровень. В результате элемент, даже имеющий полный набор 4d-электронов, должен обязательно иметь 5s-электроны. Такой элемент имеет незавершенный 5-й уровень и может не быть благородным газом. Причины необычайной устойчивости атомов с полностью заполненными s- и p-подуровнями до сих пор не совсем ясны. Нам полезно воспринять этот очень важный факт как известный химикам из пhello_html_m7f5f4e60.jpgрироды, из опыта. В дальнейшем завершенность или незавершенность внешних уровней атомов позволит нам оценить многие химические свойства элементов.

Отметим, что каждый заполненный внешний электронный уровень благородных элементов содержит (s2 + p6) то есть 8 электронов. Логично предположить, что именно заполненные внешние электронные уровни являются причиной химической инертности благородных элементов, поскольку все другие элементы имеют частично незаполненные внешние электронные уровни. Но тогда логично выглядит и другое предположение: химические свойства "не благородных" элементов связаны с их стремлением завершить свои внешние электронные оболочки. Это предположение подтверждается многочисленными фактами и получило название правила октета (восьмерка - октет). Образно говоря, атомы элементов "любят" наряжаться в электронные одежды благородных газов. Они стремятся создавать завершенные внешние электронные уровни (оболочки) из 8 электронов, отдавая свои электроны другим атомам или, наоборот, принимая электроны других атомов. Такой обмен электронами и вызывает все многообразие химических реакций. Более строгая формулировка правила октета может выглядеть так:

Атомы элементов стремятся к наиболее устойчивой электронной конфигурации. Устойчивой является электронная конфигурация с завершенным внешним электронным уровнем из (s2 + p6), т.е. из октета электронов.

Только в одном случае завершенная оболочка может включать не 8, а 2 электрона. Благородный газ гелий (порядковый номер 2) имеет завершенную внешнюю оболочку из 2-х электронов (1s2). Причина этого исключения вполне понятна: на самом нижнем уровне помещается только одна s-орбиталь, на которой можно разместить не более двух электронов. Физический смысл правила октета при этом не меняется. Суть его в том, что только завершенная электронная оболочка наиболее выгодна для атома, поскольку в этом случае электронная конфигурация обладает наименьшей энергией.

С правилом октета тесно связаны донорные и акцепторные свойства атомов. Атомы - доноры электронов - склонны достигать октета, отдавая "лишние" электроны со своих внешних электронных уровней. Это атомы, у которых внешние электронные уровни только начинают застраиваться. Наоборот, атомы-акцепторы электронов легче достраивают свои внешние уровни до октета, принимая на них электроны других атомов. Обычно это элементы с уже почти завершенными внешними электронными уровнями. Как мы уже знаем, принимая или отдавая электроны, атомы могут превращаться в ионы. Например:

11Na (металл натрий: 1s2 2s2 2p6 3s1) - e- = 11Na+ (ион натрия: 1s22s22p6 - октет)

9F (газ фтор: 1s2 2s2 2p5) + e- = 9F- (ион фтора: 1s2 2s2 2p6 - октет)

Для атомов со сходными электронными оболочками донорные и акцепторные свойства - при прочих равных условиях - зависят еще и от удаленности внешнего уровня от ядра. У маленьких атомов с небольшим числом уровней внешний уровень подвергается заметному влиянию ядра (электроны удерживаются крепче), а у больших (тяжелых) элементов внешние уровни как бы отделены от ядра "экраном" из нижних электронных уровней, поэтому электроны внешнего уровня удерживаются слабее. При прочих равных условиях - то есть при одинаковом строении внешних уровней, более акцепторные свойства проявляют более "легкие" элементы.

Например, два близких по свойствам газа - фтор (порядковый номер 9) и хлор (порядковый номер 17) - имеют одинаковое строение внешних электронных уровней:

Фтор (F): 1s2 2s2 2p5 ; Хлор (Cl): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Акцепторные свойства фтора выше, потому что его внешний электронный уровень находится ближе к ядру, чем у хлора. Это означает, что фтор (по сравнению с хлором) в химических реакциях ведет себя более "агрессивно" и легче заполняет свой внешний уровень до октета, забирая недостающий электрон у какого-либо другого элемента. Подтверждение этому факту мы уже знаем: существуют соединения фтора даже с благородными элементами ксеноном и криптоном, но до сих пор не известно соединений благородных газов с хлором. Донорные и акцепторные свойства относительны. Донорные свойства элементов проявляются обычно в присутствии акцепторов, а акцепторные - в присутствии доноров.

8. Понятие о квантовой теории строения атома. Атомные спектры. Квантовые числа.

Оhello_html_m1b010823.jpgдним из инструментов, который помог "заглянуть" внутрь невидимых, микроскопических атомов, послужила квантовая теория. Для начала придется разобраться в свойствах волн. Обычные волны (например, волны на воде) и электромагнитные волны (например, солнечный свет), во многом имеют одинаковые свойства. Представим плывущее по океанским волнам тяжелое грузовое судно. В настоящем океане по водной поверхности движется одновременно много волн. Мы с вами рассмотрим упрощенный случай: пусть по морю бежит одна-единственная волна с одинаковыми расстояниями между гребнями. Например, такая, как в верхней части рис. 10.

<>

Рис. 10. Мысленный опыт с океанскими волнами, показывающий связь между длиной ( ), частотой ( ) и энергией (Е) волны. Чем меньше длина волны ( ), тем больше частота подъемов на гребень ( ) и энергия волны (E). Таким образом, энергия волны E = k , где k – коэффициент пропорциональности.

Когда гребень волны прокатывается под кораблем, тяжелое судно поднимается вверх. Значит, волна способна совершать работу. Допустим, морская волна в верхней части рис. 10 достаточно пологая, а морская волна в нижней части рисунка - более частая, похожая на зыбь. При этом пусть высота волн в обоих случаях будет одинаковой, чтобы одинаковой была и высота подъема судна на волне. Тогда получится, что нижняя волна совершает больше работы: на ее гребнях корабль поднимается в единицу времени чаще. Чем больше расстояние между гребнями волны, тем меньшее число раз поднимается корабль в единицу времени. Расстояние между гребнями волны называется длиной волны и обозначается греческой буквой (лямбда). Частота волны - это число подъемов судна на гребень волны в единицу времени, обозначается буквой (ню). Итак, поднимая корабль вверх, волна совершает работу. Значит, чем меньше длина волны (или чем больше частота), тем большую энергию несет волна. Энергия волны Е пропорциональна ее частоте: Е = k , где k - некая константа, которую можно определить экспериментально.

Свет, испускаемый нагретыми телами (например, Солнцем), также представляет собой волновые колебания электрической и магнитной энергии. Чем больше частота такой электромагнитной волны, тем большую энергию она несет. Волны света с разной энергией оказывают разное влияние на сетчатку глаза. Световые волны высокой частоты воспринимаются нами как фиолетовые. Если постепенно уменьшать частоту (увеличивать длину волны света), то цвет становится сначала синим, потом голубым, зеленым, желтым, оранжевым и, наконец, красным. Красный свет несет меньше всего энергии. Солнечный свет выглядит белым потому, что в нем смешаны электромагнитные волны всех частот. Если с помощью стеклянной или кварцевой призмы разложить солнечный свет на составляющие его волны, то мы увидим красивую радугу, называемую солнечным спектром (рис. 11).

hello_html_m23f9c153.jpg

Рис. 11. Спектр солнечного излучения, полученный с помощью простейшего спектрометра.

Прибор, изображенный на рис. 11, называется спектрометром. Это другой важный инструмент, с помощью которого удалось “заглянуть” внутрь атома. Спектр электромагнитного излучения на самом деле гораздо шире, чем может увидеть человеческий глаз (рис. 12).

hello_html_m3ec20291.jpg

Рис. 12. Длины волн и названия некоторых видимых и невидимых областей солнечного спектра.

Левее фиолетовой области находится невидимая глазу ультрафиолетовая область спектра. Еще левее находятся очень коротковолновые рентгеновские лучи и совсем коротковолновые космические лучи, которые несут так много энергии, что опасны для живых организмов. К красной области примыкает невидимая инфракрасная область спектра, затем следуют микроволновая и радиоволновая области. Эти волны несут меньше энергии, чем видимый и ультрафиолетовый свет.

Длины волн измеряются в метрах (радиоволны), сантиметрах (микроволны) и - чаще всего - в нанометрах (видимая и ультрафиолетовая области). Нанометр (нм) - миллиардная часть метра (1 нм = 10-9 м). Видимая человеку область спектра простирается примерно от 400 до 800 нм (рис. 2-12). Нагретые тела испускают свет, потому что это позволяет им избавиться от избытка энергии. Привычный нам дневной свет испускается поверхностью Солнца, разогретой до 6000 оС. Если кусок железа нагревать на сильном огне, он начинает светиться сначала темно-вишневым, а потом красным светом. Точно так же другие элементы в сильно разогретом состоянии могут испускать свет, который можно разложить на составляющие его волны с помощью спектрометра. Такие спектры называются спектрами испускания. Спектр испускания водорода (рис. 13) оказался не сплошным, как у солнечного света, а линейчатым. Обнаруженное явление требовало объяснения, которое долгое время не могли найти.

hello_html_m40dad543.jpg

Рис. 13. Спектр испускания раскаленного атомарного водорода. Водород в так называемой водородной лампе разогревается сильным электрическим разрядом. Свет лампы, пройдя через призму, дает спектр, состоящий из отдельных линий. На рисунке показана только видимая область спектра с низким разрешением (отдельные тонкие линии слились). Позже, с совершенствованием спектрометров, были открыты серии линий в ультрафиолетовой и в инфракрасной области.

В самом конце прошлого века и в начале нынешнего, когда еще не были сделаны опыты Резерфорда и о строении атома было известно мало, физики упорно искали ответ на вопрос, каким образом нагретое вещество испускает свет. Предполагалось, что свет возникает в результате колебаний групп атомов и частота этих колебаний как-то связана с частотой волны испускаемого света. Но как устроен атом и почему его колебания приводят к излучению? Эти (и не только эти) вопросы заставляли исследователей предлагать различные гипотезы строения атома. Уже были получены первые экспериментальные данные о заряженных частицах - электроне и протоне. Разумеется, в тот момент вряд ли кто-нибудь мог с уверенностью сказать, что эти частицы имеют отношение к строению атома, но открытие электрона и предположение о существовании протона уже позволяли выдвигать гипотезы о внутреннем устройстве атомов на основе этих "строительных деталей". Именно тогда появилась модель атома, которую предложил Дж. Дж. Томсон, а чуть позже - модель атома, предложенная Э.Резерфордом (рис. 3 а и б).

Опыты Резерфорда произвели сильное впечатление на физиков того времени. Но если модель Томсона отвергалась в пользу модели Резерфорда, то возникал неразрешимый вопрос: почему электроны не падают на ядро? Если допустить, что в электронном облаке их удерживает центробежная сила, возникающая при быстром вращении вокруг ядра, то тогда возникает другое затруднение: электрический заряд, движущийся в магнитном поле ядра, неизбежно должен излучать энергию. Если бы атом постоянно излучал энергию, он бы не мог существовать. Классическая физика оказалась бессильной перед этой проблемой.

К счастью, существовало еще одно досадное затруднение классической физики, разрешение которого неожиданно помогло продвинуться в понимании строения атома. Классическая физика не могла объяснить, почему при нагревании физическое тело начинает светиться не синим или фиолетовым, а красным светом. С помощью излучения нагретое физическое тело избавляется от излишка энергии. Но наиболее эффективная, быстрая отдача энергии должна происходить с помощью коротковолновых световых волн, способных нести много энергии! В этом случае нагреваемый в горне кусок железа должен выглядеть фиолетовым или синим, но не красным! Наше Солнце - огромное, нагретое до высоких температур физическое тело, должно заливать Землю фиолетовым светом. Разумеется, это резко противоречит тому, что мы наблюдаем.

Берлинский профессор Макс Планк в течение многих лет занимался этой проблемой. В конце концов он пришел к выводу, что единственный выход - это предположить, что излучение света веществом происходит не непрерывно, а отдельными "элементарными" порциями энергии, которые рождаются колеблющимися атомами. Такие “порции” световой энергии называются квантами энергии.

Нhello_html_735f6348.jpgепрерывное волновое излучение нагретого тела действительно должно было бы иметь малую (фиолетовую) длину волны, в то время как излучение того же количества энергии как бы "зарядом картечи" из мелких порций энергии должно состоять (чисто статистически) из волн разной энергии, среди которых фиолетовые не обязательно в большинстве. Можно привести такую аналогию. В некоем городе наступила небывалая жара и все люди на различных видах транспорта устремились за город, на природу. Наиболее быстро все могли бы выехать на легковых машинах, которые развивают наибольшую скорость. Но кто-то едет на автобусе, кто-то на велосипеде, кто-то на электричке. Если построить график в координатах: “число машин”-”скорость машин”, то выяснится, что очень быстроходных и очень тихоходных машин довольно мало, а основная масса людей передвигается за город не очень быстро, но и не очень медленно (рис. 14а).

Рис. 14. а) График распределения машин в городе по скорости их движения. б) Аналогичный график для квантов света, рождаемых “быстрыми” и “медленными” атомами.

То же самое можно сказать об энергии, которая покидает нагреваемое тело в виде светового излучения (рис. 2-14б). Поскольку в нагретом теле одинаково мало как “быстрых”, так и “медленных” атомов, совершающих колебания, то излучаемый ими при каждом колебании свет содержит мало как коротко-, так и длинноволновых “порций” световой энергии. А основная масса энергии уносится из нагретого тела “порциями” света с электромагнитными волнами какой-то средней длины. Таким образом, тело испускает главным образом не фиолетовый, а, например, желтый свет.

Планк исходил из того, что свет испускается группами колеблющихся атомов (впоследствии оказалось, что это не так, но не помешало сделать правильный вывод о “порциях” световой энергии). Здесь важна идея не только о квантах энергии, но и об атомах - “квантах” материи, без которых невозможно представить образование квантов энергии. Только с помощью атомов физике удалось ответить на такой простой (на первый взгляд!) вопрос: почему Солнце не фиолетовое?

Итак, по мнению Планка, в нагретом веществе группы атомов, колеблющихся с очень высокими (и очень низкими) частотами не могут составлять большинство (как не составляют большинство “лихачи” на дорогах), и основная масса порций энергии выделяется в области каких-то промежуточных, "средних" частот. Поэтому нагретый в горне металл (или раскаленная поверхность Солнца) при высоких температурах светятся белым (в белом есть кванты всех длин волн), но не фиолетовым светом.

Элементарная “порция” энергии (эпсилон) связана с частотой электромагнитной световой волны, которая эту энергию несет, простым соотношением = h , где h - некоторая константа, необходимая уже для того, чтобы уравнять размерности энергии Е (джоуль) и частоты (1/сек). Вспомните формулу E = k, полученную в нашем опыте с буйками на рис. 2-10. Эта элементарная порция волновой энергии получила, как мы уже знаем, название кванта, а константа h называется постоянной Планка.

Сам Планк в 1900 году скромно называл свою гипотезу "математическим приемом" и "рабочим предположением". Он не скрывал, что был вынужден выдвинуть такую "странную" формальную гипотезу ради одного - чтобы любой ценой получился положительный результат. Это было нелегко сделать теоретику-классику, воспитанному на принципе "природа не делает скачков", в докторской диссертации которого за 20 лет до описываемых событий развивалась мысль о том, что атомистические взгляды на строение материи приводят к противоречиям.

В 1912 году на квантовую гипотезу обратил внимание датский физик Нильс Бор, который применил ее к модели атома Резерфорда и получил поразительные результаты в объяснении атомных спектров испускания водорода. Бор предположил, что электронный "рой" в модели Резерфорда не беспорядочен. Электроны в нем располагаются на строго определенных, постоянных орбитах (рис. 3в).

В модели Резерфорда электроны тоже двигались по орбитам, но эти орбиты могли быть "спиралевидными". Двигаясь по спирали ближе или дальше к ядру, атом мог излучать или поглощать энергию. В этом случае спектры испускания атомов должны были быть похожими на непрерывный солнечный спектр, а спектр испускания водорода оказался прерывистым, линейчатым (рис. 13).

Бор предложил считать аксиомой тот факт, что только на постоянных, стационарных орбитах электрон может существовать устойчиво, не падая на ядро. Объяснение этого феномена Бор откладывал до лучших времен, предлагая посмотреть, как новая модель объясняет экспериментальные факты. Постулаты Бора можно сформулировать следующим образом:

1. В атоме существуют орбиты, находясь на которых электрон не излучает энергию. Эти орбиты называются стационарными.

2. Излучение происходит только при перескоке электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Теперь обратимся к экспериментальным фактам. При нагревании в водородной лампе электрон атома водорода в результате "накачки" энергией скачком переходит на на более удаленные от ядра уровни. Но возбужденное состояние атома неустойчиво, поэтому неизбежно происходит обратный процесс - "падение" электрона на более близкие к ядру уровни (рис. 15). Каждое такое падение должно сопровождаться выделением определенной порции световой энергии, соответствующей разнице энергий между уровнями. Эти конечные порции энергии называются квантами.

hello_html_m285e6f8c.jpg

Рис. 15. В модели Бора свет испускается возбужденным атомом при переходе электрона с верхних стационарных орбит (уровней) на нижние.

Например, переход электрона с одного из высоких уровней на 2-й уровень сопровождается выделением определенной порции световой энергии - кванта синего света. Переход между близко расположенными уровнями дает менее энергичный квант красного цвета. Наиболее энергичные (ультрафиолетовые) кванты выделяются при возврате электрона на ближайший к ядру 1-й уровень. Кванты одного вида сливаются вместе и наблюдаются в спектрометре в виде тонких линий. По числу линий в спектре можно судить о количестве электронных уровней в атоме водорода. На Солнце кванты света испускаются возбужденными атомами многих элементов, поэтому его спектр кажется нам "непрерывным".

В атоме водорода только один электрон и его спектр испускания относительно прост. В спектрах испускания атомов других элементов число линий больше. Еще до появления модели Бора физики научились различать в таких спектрах близко расположенные линии, отличающиеся по внешнему виду. Одни из них (очень узкие) получили название "резких" (от англ. sharp). Наиболее яркие линии назвали "главными" (от англ. principle). Наблюдались более широкие линии - их назвали "размытыми" (diffuse). Еще один сорт линий имеет название "фундаментальных" (от англ. fundamental). По первым буквам английских названий говорили о наличии в спектрах испускания s-, p-, d- и f-линий. Применительно к модели Бора это означает, что в спектрах атомов более сложных, чем водород, постоянные электронные уровни могут состоять из нескольких близко расположенных подуровней:

s-подуровень назван по "резкой" (sharp) линии,

p-подуровень назван по "главной" (principal) линии,

d-подуровень назван по "диффузной", “размытой” (diffuse) линии,

f-подуровень назван по "фундаментальной" (fundamental) линии.

Сложное устройство уровней показано на рис. 6, который мы здесь воспроизводим еще раз:

hello_html_m1d6e1ef4.png

Рис. 6. Электронные подуровни атома, объясняющие происхождение в спектрах "резких" (sharp), "главных" (principle) и "размытых" (diffuse) линий. Более высокие уровни на рисунке не показаны.

Сhello_html_597e215e.jpg помощью спектров выяснилось, что первый уровень (n = 1) не содержит каких-либо подуровней, кроме s. Второй уровень состоит из двух подуровней (s и p), 3-й уровень - из трех подуровней (s, p, и d) и т.д. Как мы видим, подуровни обозначаются по первым буквам английских названий соответствующих линий в спектрах. В дальнейшем более высокие подуровни стали обозначать, просто продолжая латинский алфавит: g-подуровень, h-подуровень и т.д.

На рис. 16 показана диаграмма части энергетических переходов электронов в атоме лития, полученная из спектра испускания раскаленных паров этого металла.

Рис. 16. Диаграмма части энергетических уровней и подуровней атома лития. Цифры на линиях показывают относительную энергию тех или иных переходов электрона. Уровень 1s находится намного ниже уровня 2s и не поместился в масштаб рисунка (из книги Дж. Кемпбела "Современная общая химия", М.: Мир, 1975, т. 1, с. 109).

Можно заметить, что на рис. 16 некоторые подуровни изображены состоящими из нескольких одинаковых по энергии "полочек". Например, p-подуровни состоят из трех одинаковых по энергии частей, d-подуровни - из пяти, f-подуровни - из семи. Откуда это стало известно? Еще в 1896 году немецкий физик П. Зееман поместил в сильное магнитное поле устройство, аналогичное водородной лампе, но наполненное парами раскаленного натрия. Обнаружилось, что в магнитном поле число линий в спектрах испускания возрастает. Спектры становятся сложными, но можно показать, что каждая p-линия распадается в магнитном поле на 3 новых линии, каждая d-линия - на 5, каждая f-линия - на 7 линий, а s-линии не изменяются. Это может означать следующее: p-подуровень в обычных условиях состоит из трех совершенно одинаковых по энергии "под-подуровней", d-подуровень - из пяти, f-подуровень - из семи, а s-подуровень - из одного. Такие составляющие подуровней и называют орбиталями. Есть причины, по которым в магнитном поле их энергия становится разной, поэтому и наблюдается "расщепление" p-, d- и f-линий в атомных спектрах.

Следующим этапом в уточнении строения атома является определение заселенности электронами уровней, подуровней и орбиталей. Для этого можно измерять энергию ионизации атомов. Сначала измерить энергию, необходимую для удаления из атома первого электрона, затем 2-го, 3-го и т.д. Оказалось, что для некоторых электронов энергии ионизации близки. Например, для аргона (в его электронной оболочке 18 электронов) обнаруживаются такие группы с близкими энергиями ионизации по 2, 2, 6, 2 и 6 электронов. Всего здесь таких групп пять, а 5 самых нижних энергетических уровней атома соответствуют подуровням 1s, 2s, 2p, 3s и 3p (см. выше рис. 2-6). Это может означать, что на s-подуровнях располагаются по 2 электрона, а на p-подуровнях (где 3 орбитали) - 6 электронов. Отсюда следует, что одну орбиталь могут заселять не более 2-х электронов. Но если это так, то такие электроны должны быть в чем-то разными. Иначе им, имеющим одноименные заряды, невозможно будет удержаться вместе на одной орбитали (в состоянии с одинаковой энергией). Эта "неодинаковость" электронов вызвана разным спином электрона (к этому свойству мы вернемся чуть позже). Получается, что в атоме не может быть двух электронов в одинаковом состоянии. Этот вывод известен как принцип (или запрет) Паули.

Модель Бора постепенно уточнялась. Ученых она привлекала тем, что с её помощью можно было делать довольно точные расчеты. Например, можно было вычислить энергию атома водорода в основном и возбужденном состояниях, определить его радиус, вычислить энергию ионизации и т.д. Для этих целей модель была снабжена ясным и понятным для многих исследователей математическим аппаратом, который разработали в основном сам Н. Бор и его последователь А. Зоммерфельд. Для проведения расчетов требовалось описывать состояние электрона в атоме, т.е. указывать его точный "адрес" в электронной оболочке (точнее - в модели электронной оболочки) с помощью так называемых квантовых чисел. Мы уже знаем, что каждый электрон существует на каком-либо уровне (1, 2, 3, и т.д.). Этот уровень обозначается числом n, которое получило название главного квантового числа. Понятно, что число n может принимать только целые значения.

Поскольку уровням уже присвоено главное квантовое число n, для подуровней было введено вспомогательное квантовое число l. Если главное квантовое число n - это “адрес” уровня, то число l - “адрес” подуровня:

l = 0 – это s-подуровень,

l = 1 – это p-подуровень,

l = 2 – это d-подуровень,

l = 3 – это f-подуровень,

Давайте попробуем разобраться, почему были выбраны именно такие, а не иные значения l для разных подуровней. Для этого посмотрим на уже знакомую нам орбитальную диаграмму на рис. 17.

hello_html_m7f8e2e90.png

Рис. 17. Квантовые числа n, l, m для описания электронных оболочек атомов.

Значения l тесно связаны с числом орбиталей на каждом подуровне. Например, в значении l = 2 “скрыты” пять орбиталей d-подуровня: -2, -1, 0, +1, +2. Значение l = 1 дает три орбитали p-подуровня: -1, 0, +1. А при l = 0 орбиталь на s-подуровне только одна. Нетрудно вычислить, что в значении l = 3 “зашифрованы” семь орбиталей f-подуровня: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Далее требовалось обозначить "адреса" орбиталей на каждом подуровне. Поскольку орбитали атома становятся "видны" только в магнитном поле, очередное квантовое число, записывающее “адрес” орбитали в атоме, назвали магнитным квантовым числом m. Это квантовое число принимает значения от -l до +l, то есть имеет ровно столько значений, сколько орбиталей существует на каждом подуровне.

Давайте с помощью уже известных нам трех квантовых чисел n, l и m запишем “адрес”, орбитали, которая на рис. 17 выделена красным цветом. Потом мы сможем этим же способом записывать “адреса” любых других орбиталей и находящихся на них электронов.

Выделенная орбиталь находится на 3-м уровне: следовательно, ее главное квантовое число n = 3. Эта орбиталь находится на d-подуровне: следовательно, ее вспомогательное квантовое число l = 2. Наконец, для этой орбитали магнитное квантовое число m = -2. Итак, “адрес” выделенной орбитали: n = 3, l = 2, m = -2.

Последнее квантовое число, которое потребовалось для объяснения атомных спектров испускания, называется спиновым квантовым числом s. Спин (по английски - веретено), можно представить как вращение заряда электрона вокруг собственной оси - по часовой стрелке и против часовой стрелки. Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только два значения и в квантовой механике они приняты такими: s = +1/2 и s = -1/2. На самом деле сейчас электрон в атоме уже не рассматривается как вращающаяся частица конечных размеров и прежняя трактовка спина в значительной мере утратила смысл. Но нам важно понимать, что существует некое фундаментальное различие между электронами (спин электрона), которое позволяет им существовать на одной орбитали в состоянии с одинаковой энергией, несмотря на сильнейшее отталкивание одноименных зарhello_html_262f8070.pngядов этих электронов.

В качестве примера давайте запишем полный набор квантовых чисел для электрона, обведенного красным кружком в орбитальной диаграмме атома азота. Этот электрон характеризуется набором квантовых чисел: n = 2 (находится на 2-м уровне), l = 1(находится на p-подуровне), m = +1 (находится на последней из трех одинаковых p-орбиталей, s = +1/2 (этот электрон заселился первым на данную p-орбиталь).

Заметим, что это справедливо для атома, в котором первым занял место в электронной оболочке на 1s-подуровне электрон со спином +1/2. Но таких атомов в природе ровно половина, а другая половина начинает заселение своей оболочки электроном со спином -1/2. Для простоты дальше мы будем рассматривать только те 50% атомов любых элементов, где самым первым в оболочку попал электрон с s = +1/2.

Можно решать и обратную задачу. Допустим, последним электронную оболочку некоего элемента заселяет электрон с набором квантовых чисел: n = 3, l = 2, m = -2, s = +1/2. Какой это элемент? Какова его полная электронная формула? Решение заключается в том, что данный электрон находится на 3-м уровне (n = 3), причем на d-подуровне (l = 2). Полезно нарисовать все пять d-орбиталей и расположить над ними значения магнитного квантового числа m от -2 до +2. У нас это уже сделано на рис. 2-17, причем нужная орбиталь (m = -2) выделена красным цветом. Расположив на ней единственный электрон (стрелка вверх, т.к. s = +1/2) и зная, что он последний, мы приходим к выводу, что остальные d-орбитали пусты. Теперь мы уже можем записать сокращенную электронную формулу элемента: …3d1. Этот элемент легко найти в периодической таблице - это скандий 21Sc. Если вы еще не совсем уверенно обращаетесь с Периодической таблицей, то можно заполнить электронами на рис. 2-17 все нижние уровни и подуровни вплоть до первой 3d-орбитали, поместив на нее единственный d-электрон. Всего на орбитальной диаграмме элемента поместится ровно 21 электрон (проверьте!), следовательно, в его ядре 21 протон и его порядковый номер в таблице Менделеева тоже 21 (Sc). Орбитальная диаграмма помогает записать и полную электронную формулу для скандия: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1.

Как мы видим, каждый электрон в атоме имеет свой собственный “адрес”, записанный набором из четырех квантовых чисел. Например, если два электрона находятся на одном и том же уровне (имеют одинаковое число n), и даже на одном подуровне (например, p-подуровне), то они обязательно расположатся на разных орбиталях - то есть будут отличаться числом m. А если орбитали уже полностью заполнены, то два находящиеся на них электрона обязательно должны отличаться друг от друга спиновым квантовым числом s. Таким образом, теперь мы можем дать более строгую формулировку принципа или запрета Паули:

Никакие два электрона в одном атоме не могут характеризоваться одинаковым набором всех четырех квантовых чисел n, l, m, s.

Внимательный читатель мог заметить, что на рисунке 16, показывающем электронные переходы в атоме лития, порядок заполнения уровней и подуровней вполне логичный: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s … . Как показали спектры испускания, это характерно только для атомов c небольшим числом электронов. Впрочем, об этом редко вспоминают, потому что у самых легких элементов на 3-м и 4-м уровнях вообще нет электронов. С увеличением числа электронов в атоме подуровень 4s, как мы уже знаем, начинает заполняться раньше, чем 3d. А на более высоких уровнях такие "нарушения" становятся правилом. Можно воспользоваться уже освоенными нами квантовыми числами для того, чтобы уметь воспроизводить ряд заполнения электронами уровней и подуровней большинства атомов (1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d …) с помощью правила Клечковского:

Энергия уровней и подуровней возрастает в порядке увеличения суммы n + l, а при одном и том же значении этой суммы ниже располагаются уровни с большим значение м l.

В модели Бора электрон рассматривался как частица. Его положение в пространстве, орбита и скорость описывались теми же методами, которые используются при вычислении траекторий планет. Но для космических тел не бывает "разрешенных" и "неразрешенных" орбит, а в атоме Бора могли быть только разрешенные (стационарные) орбиты. Находясь на этих орбитах, электрон почему-то не излучает энергию при движении вокруг заряженного ядра. Эта устойчивость электрона на стационарных орбитах так и оставалась необъяснимой.

В 20-х годах прошлого века французский физик Л. де Бройль выдвинул гипотезу о том, что электрон обладает свойствами не только частицы, но и волны. Впоследствии это удалось подтвердить экспериментально. Гипотеза де Бройля позволила изящно объяснить, почему электрон в атоме может существовать только на стационарных орбитах. Стационарными орбитами в атоме могут быть только такие орбиты, в которые укладывается целое число длин волн электрона. Такая волна называется "стоячей" (рис. 18).

Рhello_html_m4229f1e3.jpgис. 18. Разрешенные (а) и неразрешенные (б) стоячие волны электрона на боровских орбитах. Стоячие волны на круговой орбите могут существовать только при условии, что длина орбиты равна целому числу длин волн. В случае (б) это условие не соблюдается и волна гасит сама себя. Такая модель наглядно показывает, что квантовое число n может быть только целым.

Появление гипотезы де Бройля открыло принципиальную возможность описывать электрон в атоме уже не как частицу, а как волну. Это в 1926 году сделал австрийский физик Э. Шредингер. Он применил к электрону в атоме математический аппарат, описывающий движение волны в трехмерном пространстве. Такое движение описывается математической функцией (её называют "пси"-функцией), в которую входят координаты трехмерного пространства x, y, z. Оказалось, что квадрат этой функции описывает уже не движение волны, а вероятность обнаружить эту волну в точке пространства с координатами x, y, z. Так появилась возможность рассчитывать вероятность нахождения электрона-волны в разных точках пространства вокруг ядра.

Результаты решения уравнения Шредингера для атома водорода обычно приводятся в виде уже знакомых нам "электронных облаков" (рис. 2-7): сферические s-облака, гантелеобразные p-облака и т.д. Здесь надо четко понимать, что это не внешний вид электронов в атоме, а области вероятности найти s-, p- или какой-либо другой электрон в пространстве вокруг ядра. Для того, чтобы такие области имели не слишком размытые границы, на рисунках показывают области с 95%-ной вероятностью обнаружить здесь электрон. Надо также помнить, что это области вероятности, рассчитанные в рамках данной модели атома. Поэтому, когда вы читаете в учебнике, что вспомогательное (оно же орбитальное, побочное, азимутальное) квантовое число l определяет форму электронного облака, то должны при этом понимать, что такое облако - не более чем абстрактное математическое построение в рамках волновой модели атома. Например, сейчас уже мало кто вспоминает, что в модели Бора-Зоммерфельда квантовое число l "заставляло" s-электроны двигаться по наиболее вытянутым, эллиптическим орбитам, в то время как орбиты p- и d-электронов оказывались близкими к круговым. В данном случае одна абстракция в модели Бора просто заменяется другой абстракцией в волновой модели Шредингера.

Следует все же помнить, что термин "орбита" (из модели Бора) в волновой модели теперь полностью уступил место термину "орбиталь". Орбиталь имеет чисто вероятностный смысл и её просят не путать с орбитой, т.е. траекторией движения электрона.

В этом параграфе были упомянуты три важных составляющих современной электронной модели атома: принцип минимума энергии, правило Гунда, запрет Паули. Вместе с четырьмя квантовыми числами они позволят описывать электронную оболочку атома элемента, исходя лишь из порядкового номера этого элемента в таблице Менделеева.

Не следует относиться к построениям квантовой теории, как к окончательной, не подлежащей сомнению истине. Квантовая теория - это лишь модель такого сложного природного явления, каким является атом. Квантовая модель удобна тем, что позволяет предсказывать многие, даже еще не открытые свойства различных элементов. В этом ее преимущество перед многими предшествующими теориями строения материи.

"Элементарная" история.

Изучение химии не только в школе, но и в университете начинается с понятий "атом" и "элемент". Всем начинающим химикам приходится заучивать названия элементов. Кому-то это занятие может показаться скучным, но только не студентам. Любое скучное занятие они могут сделать веселым и даже озорным. Студенты Ростовского университета однажды придумали сказку, в которой вместо привычных слов использовались названия химических элементов. В студенческом фольклоре эта сказка имеет несколько вариантов. Здесь мы приводим только один из них. А впервые читатели узнали об этой сказке из журнала “Химия и жизнь” в 1989 году. В этом журнале вообще много интересного не только для взрослых, но и для юных естествоиспытателей. Итак:

hello_html_5a43276c.jpg

Зашли мы как-то с БЕРКЛИЕМ к ВАНАДИЮ на его ФЕРМИЙ. Сидим, скучаем, на душе СЕРА. Тут БЕРКЛИЙ нам вдруг и СКАНДИЙ: "А не сходить ли нам в ЦИРКОНИЙ?" А надо сказать, что от нас неподалеку как раз ЦИРКОНИЙ остановился проездом то ли из ТУЛИЯ в САМАРИЙ, то ли из ФРАНЦИЯ в АМЕРИЦИЙ, а может быть даже из ИНДИЯ в ЕВРОПИЙ.

Мы говорим: "Ну ты, БЕРКЛИЙ, ТИТАН!" Стали считать РУБИДИИ. Как раз на три билета хватило. Тут ВАНАДИЙ и говорит: "А я НЕОДИМ, я с ГАЛЛИЙ". А БЕРКЛИЙ ему: "Раз НЕОДИМ, давай еще рубидии" - и нам подМАРГАНЕЦ. А ВАНАДИЙ, известный ПЛУТОНИЙ, давай АНТИМОНИи разводить: "У меня, мол, одна МЕДЬ АСТАТ, АРГЕНТУМ весь кончился".

Я говорю: "Может, ну ее, ГАЛЛИЙ - вредная она, как МЫШЬЯК!" А ВАНАДИЙ ни в какую - прямо КРЕМНИЙ! Впился в нас, как БОР. Тогда я, как самый АКТИНИЙ, у него ИТТЕРБИЙ: "ПЛАТИНА, - говорю, - и все тут!" С большим трудом ПАЛЛАДИЙ.

"А кто за билетами-то пойдет? - говорит ВАНАДИЙ - Я вчера с ДУБНИЯ упал, совсем ХРОМ..." Тогда БЕРКЛИЙ сБЕРИЛЛИЙ наши РУБИДИИ, сунул их в карман и побежал. А ВАНАДИЙ РАДОН, как ТОРИЙ - давай звонить своей ГАЛЛИЙ и что-то ей там про ИНДИЙ заЛИТИЙ.

Вдруг из окна слышим: "АУРУМ, АУРУМ!" Я говорю: "Никак БЕРКЛИЙ?" А ВАНАДИЙ: "Нет, НЕОН". ГАДОЛИНИЙ мы, ГАДОЛИНИЙ, кто бы это был. Слышим опять: "АУРУМ, АУРУМ!"

Вышли мы во двор и видим - по двору БЕРКЛИЙ кругами бегает, а за ним соседский КОБАЛЬТ АРГОН и ГАФНИЙ, ГАФНИЙ на него. Догнал он БЕРКЛИЯ, да как УКСУС его сзади за карман, где наши РУБИДИИ лежат!. Наш БЕРКЛИЙ парень ЖЕЛЕЗО, не уступает: "СУРЬМА, - кричит, - СВИНЕЦ, ПРАЗЕОДИМ проклятый!" А тот знай его ТЕРБИЙ.

Тут БЕРКЛИЙ совсем ЛЮТЕЦИЙ стал. Руками машет, орет: "Кто мне брюки ЛАНТАН будет?" Ну, думаю, все - сейчас БЕРКЛИЙ ГОЛЬМИЙ останется. Подбегаем мы и видим - РУБИДИИ-то наши уже у КОБАЛЬТА во РТУТИ! Я к нему: "АРГОНЧИК, - говорю, - скажи "ГАФНИЙ", ну, скажи!" А он только сквозь зубы ЦЕЗИЙ: р-р-р...

Вдруг ВАНАДИЙ СТАННУМ на четвереньки да как рявкнет: "ГАФНИЙ!!!" От неожиданности АРГОН наши РУБИДИИ проглотил и бегом со двора. Я - за ним: "ПОЛОНИЙ, кричу, РУБИДИИ на место!" А ВАНАДИЙ грустно так говорит: "Что он тебе, РОДИЙ их, что ли?"

ПЛЮМБУМ мы на вредного КОБАЛЬТА и ушли. Вот так мы ЦИРКОНИЙ посмотрели, не выходя со двора. Чтобы мы еще когда-нибудь БЕРКЛИЯ за чем-нибудь посылали - ни НИКЕЛЬ!"

Задачи к §2.8.

2.34. Все химические термины, использованные в сказке, обозначают вещества, являющиеся ЭЛЕМЕНТАМИ. Кроме одного, которое является не элементом, а сложным веществом. Найдите его.

2.35. В сказке используются либо русские, либо латинские названия элементов. Исключение составляют два элемента: название одного из них встречается в русском и в латинском варианте, а другого - в русском и английском. Какие это элементы?






57 вебинаров для учителей на разные темы
ПЕРЕЙТИ к бесплатному просмотру
(заказ свидетельства о просмотре - только до 11 декабря)


Автор
Дата добавления 29.09.2015
Раздел Химия
Подраздел Другие методич. материалы
Просмотров402
Номер материала ДВ-018251
Получить свидетельство о публикации

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх