Основные сведения о строении атома
1 Основные сведения о строении атома В результате химических реакций атомы не разрушаются, а лишь перегруппировываются: из атомов исходных веществ образуются новые комбинации тех же атомов, но уже в составе продуктов реакции. Иными словами, в химических реакциях атомы выступают как химически неделимые частицы, что отражает и само название «атом» (греч. аtотоs неделимый). Однако явления фотоэффекта, радиоактивности, электролиза и ряд других заставили физиков рассматривать атом как сложную частицу. Эволюцию представлений о строении атома можно условно представить в виде схемы, приведенной на рис Атом «неделимая» частица химического элемента Доказательства сложности строения атома 1. Открытие рентгеновских лучей (1895 г., К. Рентген) 2. Открытие катодных лучей (1897 г., Дж. Томсон) 3. Открытие радиоактивности (1896 г., А. Беккерель) и ее изучение ( гг., супруги М. Склодовская Кюри и П. Кюри) Модели строения атома 1. «Модельпудинга» ( гг., В.Кельвин, Дж.Томсон) 2. Планетарная модель (1907 г., Э. Резерфорд) 3. Модель Н. Бора (1913 г.) Современные представления о строении атома на основе квантовой механики Рис Развитие представлений о строении атома В 1904 г. в работе «О структуре атома» Дж.Томсон дал описание своей модели, получившей образное название модели «пудинга с изюмом». Согласно этой модели атом подобен сферическому пудингу (или булочке с изюмом) с положительным зарядом. Внутрь сферы (пудинга) вкраплены отрицательно заряженные «изюмины» электроны. Электроны совершают колебательные движения, благодаря которым атом излучает электромагнитную энергию. В целом атом электронейтрален (рис. 2.2, а).
2 а б Рис Модели строения атома Томсона (а) и Резерфорда (б) Модель атома Дж. Томсона не была подтверждена экспериментальными фактами и осталась гипотезой. Джозеф Томсон ( ) Планетарная модель атома Э. Резерфорда (рис. 2.2, б), согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра и электронов, движущихся вокруг ядра по замкнутым орбитам подобно движению планет вокруг Солнца, не смогла объяснить излучение и поглощение энергии атомом. Эрнест Резерфорд ( ) Квантовая модель Н. Бора основана на постулатах, которые внесли в планетарную модель атома Э. Резерфорда квантовые представления.
3 Нильс Бор ( ) Первый постулат. Электрон движется вокруг ядра по строго определенным замкнутым стационарным орбитам в соответствии с «разрешенными» значениями энергии Е 1 Е 2. Е n. При этом энергия не поглощается и не излучается. Второй постулат. Электрон переходит из одного разрешенного энергетического состояния в другое, что сопровождается излучением или поглощением кванта энергии. Н.Бор внес квантовые представления в строение атома, но использовал при этом традиционные классические понятия механики, рассматривая электрон как частицу, движущуюся со строго определенными скоростями по строго определенным траекториям. Теория Н.Бора была построена на противоречиях. В 1932 г. была разработана протонно-нейтронная теория ядра, согласно которой ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (рис. 2.3). Атом это электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра, образованного протонами и нейтронами, и электронов. Практически вся масса атома сосредоточена в его ядре, т.е. представляет собой сумму масс протонов и нейтронов (рис. 2.4). Атомное ядро каждого химического элемента характеризуется строго определенным, данным природой числом протонов в нем (порядковым номером в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева). А вот число нейтронов в атоме одного и того же элемента может быть разным. Следовательно, разными будут и относительные атомные массы таких разно-
4 видностей атомов химического элемента. Такие разновидности атомов, как вы знаете, называют изотопами. Изотопы это разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд атомного ядра (одинаковое число протонов в нем), но разную относительную атомную массу (разное число нейтронов). Например, в природе встречаются изотопы кислорода с массовыми числами 16, 17, 18 ( 16 О, 17 О, 18 О); изотопы хлора 35 Сl и 37 Сl; изотопы калия 39 К и 40 К, изотопы аргона 39 Аr и 40 Аr. В Периодической таблице Д. И. Менделеева у знаков химических элементов записывают значения относительных атомных масс их природной изотопной смеси. Рис Схема строения атома
5 Рис Содержание протонов и нейтронов в ядрах атомов первых 20 элементов Периодической системы Квантовая механика характеризует частицы микромира: элементарные частицы (протоны, нейтроны, электроны), а также построенные из них атомные ядра, атомы и молекулы как объекты с двойственной природой, т.е. рассматривает их и как частицы, и как волны. Такие двойственные свойства частиц микромира называют корпускулярно-волновым дуализмом. Строение атомного ядра и изменения, происходящие с ним, " предмет изучения ядерной физики. Для химии больший интерес представляет строение электронной оболочки атома. * Под электронной оболочкой понимают совокупность всех электронов атома. Важнейшей характеристикой электрона является энергия его связи с атомом. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня. Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в Периодической таблице Д.И.Менделеева, которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один уровень, второго периода два уровня, седьмого периода семь уровней. Электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и совокупность
6 различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называют орбиталью, или электронным облаком. Существуют четыре типа орбиталей; их обозначают латинскими буквами: s, р, d, f. s-орбитали имеют сферическую форму, р -орбитали форму гантели или объемной восьмерки, d -орбитали форму листа клевера, f - орбитали форму шестилепесткового цветка (рис. 2.5). Рис Форма s-, р-, d-, f-орбиталей В атомах химических элементов первый уровень составляет одна 5- орбиталь, на которой находятся два s-электрона. Второй-энергетический уровень также содержит s-орбиталь, но большего размера, так как запас энергии электронов на ней выше, чем у электронов первого уровня. Кроме того, на втором уровне будут содержаться также три p-орбитали. Это гантелеобразные орбитали одного размера, которые взаимно перпендикулярны подобно осям координат х, у, z. Третий энергетический уровень помимо одной s- и трех p-орбиталей содержит еще и пять d-орбиталей. Четвертый энергетический уровень дополнительно к одной s-, трем p- и пяти d-орбиталям содержит также семь f-орбиталей. Каждую орбиталь могут занимать два электрона. Следовательно, максимальное число электронов, которые могут находиться на первом уровне, равно 2; на втором 8 (два на одной s-орбитали и шесть на трех p-орбиталях); на третьем 18 (два на s-, шесть на р- и десять на пяти d-орбиталях); на четвертом 32 (два на s-, шесть на p-, десять на d- и четырнадцать на семи f- орбиталях). Атомы элементов одного периода Периодической таблицы Д.И.Менделеева отличаются тем, что заряды их ядер возрастают на единицу (в ядре на один протон становится больше), а, следовательно, на электронной оболочке становится на один электрон больше по сравнению с атомом предыдущего элемента. В зависимости от того, на какую орбиталь отправился последний электрон, химические элементы можно разделить на семейства (блоки): s, р, d и f (цв. вклейка, рис. 3).
7 Рис 3. Деление Периодической системы (длиннопериодной таблицы) на блоки элементов К s-элементам относят элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, а также гелий; к р-элементам элементы главных подгрупп III VIII групп; к d-элементам элементы побочных подгрупп I VIII групп; к f-элементам лантаноиды и актиноиды. Принадлежность химического элемента тому или иному электронному семейству можно определить по так называемой электронной конфигурации (электронной формуле), которая показывает расположение электронов на энергетических уровнях и орбиталях атомов. Записать такую формулу можно с помощью Периодической таблицы Д.И.Менделеева. Для элементов малых периодов, состоящих только из элементов главных подгрупп, это не составляет труда. Например, сера элемент 16 главной подгруппы VI группы. Следовательно, ядро ее атома будет иметь заряд +16, на электронной оболочке будут располагаться 16 электронов: на первом уровне два электрона (на 1s-орбитали), на втором уровне восемь электронов (два на 2s-орбитали и шесть на 2р-орбиталях), на третьем шесть электронов в полном соответствии с номером группы (два на 3s-орбитали и оставшиеся четыре на 3p-орбиталях); отсюда и электронная конфигурация: 16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Таким образом сера это p-элемент. Для элементов побочных подгрупп следует учитывать тот факт, что у атомов этих элементов строится не внешний уровень (на нем, как правило, будут располагаться два s-электрона), а d-орбитали предвнешнего уровня (на них, как вы знаете, может поместиться не более 10 электронов). Рассмотрим, например, строение электронной оболочки элемента 23 ванадия, расположенного в четвертом периоде, в побочной подгруппе V группы. Следова-
8 тельно, ядро его атома будет иметь заряд +23, на электронной оболочке будут находиться 23 электрона: на первом уровне 2 электрона (на 1sорбитали), на втором уровне 8 электронов (два на 2s-орбитали и шесть на 2p-орбиталях), на внешнем четвертом два s-электрона, как у элемента побочной подгруппы, и остальные одиннадцать электронов на третьем уровне (два на 3s-орбитали, шесть на 3р-орбиталях и оставшиеся три на 3dорбиталях); отсюда и электронная конфигурация: 23V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 Таким образом, ванадий это d-элемент, так как последний электрон в его атоме отправился на 3d-орбиталь. Вопросы 1. Какие явления доказывают сложность строения атома? 2. Какие модели строения атома вы знаете? В чем их достоинства и недостатки? 3. Из курса физики вспомните, каким образом физические явления: интерференция и дифракция, доказывают двойственную природу частиц микромира. 4. Как устроено атомное ядро? Что такое изотопы? Напишите символы изотопов хлора, калия и аргона. Почему свойства разных изотопов одного и того же элемента идентичны, хотя их относительная атомная масса различна? 5. Как построена электронная оболочка атома? Что такое энергетический уровень (электронный слой) атома? Что представляет собой электронная орбиталь? Какие орбитали вам известны? 6. На что указывают номер периода и номер группы в таблице Д. И. Менделеева? 7. Как заполняются энергетические уровни и электронные орбитали у атомов химических элементов главных и побочных подгрупп Периодической таблицы Д. И. Менделеева? В чем их сходство и различие? 8. Напишите электронные конфигурации атомов элементов, имеющих порядковые номера 6, 15, 20, 25. К каким электронным семействам относят эти элементы? 9. Сколько протонов и нейтронов содержат ядра атомов изотопов кислорода 16 O, 17 O, 18 O? 10. Относительная атомная масса хлора равна 35,45. Зная, что природный хлор представляет собой смесь двух изотопов 35 Сl и 37 Сl, рассчитайте массовую долю каждого из них.