ХИМИЯ 1 и 2й семестр / Неорганическая химия / Строение атома

Строение атома

Первые указания о сложном строении атома были по­лучены при изучении процессов прохождения электриче­ского тока через жидкости и газы. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в 30-х гг. XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Величины этих единичных зарядов электричества бы­ли определены в более поздних экспериментах по пропус­канию электрического тока через газы (опыты с так назы­ваемыми катодными лучами). Было установлено, что ка­тодные лучи — это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили название электронов.

Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов неко­торых элементов, названное радиоактивностью. В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что мате­риалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фото­пластинку, ионизируют газы, вызывают свечение флюо­ресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран. Титанические усилия, связанные с переработкой огромных масс урано­вой смоляной руды, позволили П. Кюри и М. Склодовской-Кюри открыть два новых радиоактивных элемента: полоний и радий. Последовавшее за этим установление природы , - и -лучей, образующихся при радиоактив­ном распаде (Э. Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов диаметром 10^-6 нм, занимающих незначи­тельную долю объема атома (Э. Резерфорд, 1909— 1911гг.), определение заряда электрона (Р. Милликен, 1909—1914 гг.) и доказательство дискретности его энер­гии в атоме (Дж. Франк, Г. Герц, 1912 г.), открытие того факта, что заряд ядра равен номеру элемента (Г. Мозли, 1913 г.), и, наконец, открытие протона (Э. Резерфорд, 1920 г.) и нейтрона (Дж. Чедвик, 1932 г.) позволили предложить следующую модель строения атома:

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

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна ^l/₁₈₂₃ а.е.м.).

3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел про­тонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

4. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра (см. табл.1).

Таблица 1. Свойства элементарных частиц, образующих атом

Частица	Заряд		Масса
	Кл	условн.ед.	г	а.е.м.
Электрон	-1,6 • 10-19	-1	9,1 • 10-28	0.00055
Протон	1,6 • 10-19	+1	1,67 • 10-24	1,00728
Нейтрон	0	0	1,67 • 10-24	1,00866

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров:

А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу про­тонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры свя­заны между собой соотношениями:

Z = A – N, N = A – Z, A = Z + N

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, назы­вают изотопами.

Данная модель строения атома получила название планетарной модели Резерфорда. Она оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспери­ментальных данных. Но эта модель сразу же обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростре­мительная сила), должен был бы, согласно электромаг­нитной теории, непрерывно излучать энергию. Это приве­ло бы к нарушению равновесия между электроном и яд­ром. Электрон, постепенно теряя свою энергию, должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце кон­цов неизбежно упасть на него. Никаких доказательств то­го, что атомы непрерывно исчезают, не было (все наблю­даемые явления говорят как раз об обратном), отсюда сле­довало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н. Бор предло­жил свою теорию строения атома. При этом Бор не отбра­сывал полностью старые представления о строении атома:

как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются во­круг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солн­ца, однако в основу новой теории были положены два не­обычных предположения (постулата):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (ста­ционарным) круговым орбитам. Радиус орбиты г и ско­рость электрона u связаны квантовым соотношением Бора:

mur = n ħ,

где т — масса электрона, n — номер орбиты, ħ — посто­янная Планка (h = 1,05 • 10^-34 Дж • с).

2. При движении по этим орбитам электрон не из­лучает и не поглощает энергию.

Таким образом. Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии опре­деляется переходом из одного состояния, например с энергией Е₁. в другое — с энергией Е₂, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на дру­гую. При таком переходе излучается или поглощается энергия Е, величина которой определяется соотноше­нием

Е = Е₁ – Е₂ = hv

где v — частота излучения, h = 2 ħ = 6,62 • 10^-34 Дж • с.

Бор, используя это уравнение, рассчитал частоты ли­ний спектра атома водорода, которые очень хорошо согла­совывались с экспериментальными значениями. Такое же согласие теории и эксперимента было получено и для многих других атомов элементов, но было обнаружено также и то, что для сложных атомов теория Бора не дава­ла удовлетворительных результатов. После Бора многие ученые пытались усовершенствовать его теорию, но все усовершенствования предлагались исходя из тех же зако­нов классической физики.

Квантовая теория строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыс­лены, видоизменены, дополнены. Наиболее существен­ным нововведением явилось понятие об электронном об­лаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. На смену теории Бора пришла кван­товая теория строения атома, которая учитывает волно­вые свойства электрона.

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает опреде­ленной массой и зарядом; в то же время движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, напри­мер характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона  и его скорость u связаны соотношени­ем де Бройля:

 = h / mu

где т — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы изме­ряем скорость, тем больше неопределенность в координа­те, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

х • т • u > ħ /2

где х — неопределенность положения координаты, u — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части око­лоядерного пространства, однако вероятность его нахож­дения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахож­дения электрона достаточно велика, называют орбиталъю.

Эти положения составляют суть новой теории, описы­вающей движение микрочастиц, — квантовой механики. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли фран­цуз Л. де Бройль, немец В. Гейзенберг, австриец Э. Шре-дингер и англичанин П. Дирак.

Квантовая механика имеет очень сложный матема­тический аппарат, поэтому сейчас нам важны лишь те следствия квантово-механической теории, которые помо­гут нам разобраться в вопросах строения атома и молеку­лы, валентности элементов и т. п. С этой точки зрения наиболее важным следствием из квантовой механики является то, что вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается пятью квантовыми числами: главным п, побочным l, магнитным m_i, спиновым s и проекцией спина т_s. Что же представляют собой квантовые числа?

Квантовые числа электронов. Главное квантовое чис­ло п определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (п = 1,2, 3,...). Под главным кванто­вым числом, равным , подразумевают, что электрону со­общена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

Кроме того, оказывается, что в пределах определен­ных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уров­ня, отражается побочным (иногда его называют орби­тальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 {l = 0, 1,..., п - 1). Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами:

Значение l 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение s p d f g

В этом случае говорят о s-, p-, d-, f-, g-состояниях электро­нов, или о s-, p-, d-, f-, g-орбиталях.

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

Побочное (орбитальное) квантовое число l характе­ризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного обла­ка, а также орбитальный момент p — момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа — орбитальное)

Таким образом, электрон, обладая свойствами части­цы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-,p-,d-, f-, g- состояниях различна.

Рис.1. Форма электронного облака s-орбитали

Еще раз подчеркнем, что форма электронного облака зависит от значения побочного квантового числа l. Так, если l = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет сфе­рическую форму (шаровидную симметрию) и не обладает направленностью в пространстве (рис. 1).

При l = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет фор­му гантели, т. е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки» (рис. 2). Формы электронных облаков d-, f-, g-электронов намного сложнее.

Рис. 2. Формы электронных облаков р-орбиталей

Движение электрического заряда (электрона) по зам­кнутой орбите вызывает появление магнитного поля. Со­стояние электрона, обусловленное орбитальным магнит­ным моментом электрона (в результате его движения по орбите), характеризуется третьим квантовым числом — магнитным т_i. Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве, выражая проек­цию орбитального момента импульса на направление маг­нитного поля.

Соответственно ориентации орбитали относительно на­правления вектора напряженности внешнего магнитного поля магнитное квантовое число т_i может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от -l до +l, включая 0, т. е. всего (2l + 1) значений. Например, при l = 0 т_i, = 0; при l = 1 m_i = -1, 0, +1; при l = 3, например, магнитное квантовое число может иметь семь (2l + 1= 7) значений: -3, -2, -1, 0,+1, +2, +3.

Таким образом, m_i характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление. Например, р-орбиталь («ган­тель») в магнитном поле может ориентироваться в про­странстве в трех различных положениях, так как в слу­чае l = 1 магнитное квантовое число может иметь три зна­чения: -1, 0, +1. Поэтому электронные облака вытянуты по координатным осям х. у я г, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим (рис. 2).

Для полного объяснения всех свойств атома в 1925 г. была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так на­зываемого спина (сначала в самом простом приближе­нии — для наглядности — считалось, что это явление аналогично вращению Земли вокруг своей оси при движе­нии ее по орбите вокруг Солнца). Спин — это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классиче­ских аналогов. Строго говоря, спин — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движени­ем в пространстве. Для всех электронов абсолютное зна­чение спина всегда равно s = 1/2. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число m_s,) может иметь лишь два значения: т_s = + 1/2 или т_s = - 1/2.

Поскольку спин электрона s является величиной по­стоянной, его обычно не включают в набор квантовых чи­сел, характеризующих движение электрода в атоме, и го­ворят о четырех квантовых числах.