Строение атома Первые представления о том, что вещество состоит из отдельных неделимых частиц, появилось в глубокой древности. В древней Индии признавалось не только существование первичных неделимых частиц вещества, но и их способность соединяться друг с другом, образуя новые частицы.

По мысли английского ученого Р. Бойля, мир корпускул (молекул), их движение и «сплетение» очень сложны. Мир в целом и его мельчайшие части – это целесообразно устроенные механизмы. Английский ученый Дж. Дальтон рассматривал атом как мельчайшую частицу химического элемента, отличающуюся от атомов других элементов прежде всего массой. Большой вклад в атомно-молекулярное учение внесли французский ученый Ж. Гей-Люссак, итальянский ученый А. Авогадро, русский ученый Д. И. Менделеев. В 1860 году в г. Карлсруэ состоялся международный конгресс химиков.

Благодаря усилиям итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие определения атома и молекулы: молекула – «количество тела, вступающее в реакции и определяющее химические свойства»; атом – наименьшее количество элемента, входящее в частицы (молекулы) соединений. Установленные С. Канниццаро атомные массы элементов послужили Д. И. Менделееву основной при открытии периодического закона.

Ядерная модель строения атома. Положительная заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Эрнестом Резерфордом ( ). Резерфорд предложил следующую схему строения атома. Положительная заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Эрнестом Резерфордом ( ). Резерфорд предложил следующую схему строения атома. В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Суммарный отрицательный заряд электронов численно равен положительному заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Так как масса электронов ничтожно мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. Наоборот, размер ядер чрезвычайно мал даже по сравнению с размером самих атомов: диаметр атома - величина порядка 10 см, а диаметр ядра - порядка см. Отсюда ясно, что на долю ядра и электронов, число которых, как увидим дальше, сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой. В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Суммарный отрицательный заряд электронов численно равен положительному заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Так как масса электронов ничтожно мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. Наоборот, размер ядер чрезвычайно мал даже по сравнению с размером самих атомов: диаметр атома - величина порядка 10 см, а диаметр ядра - порядка см. Отсюда ясно, что на долю ядра и электронов, число которых, как увидим дальше, сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой.

Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены по слоям, т.е. каждому слою принадлежит определенное заполняющее или как бы насыщающее его число электронов. Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается на несколько энергетических уровней. Электроны каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом уровне, чем электроны предыдущего слоя. Наибольшее число электронов N, имеющих возможность находиться на данном энергетическом уровне, равно удвоенному квадрату номера слоя: N=2n где n - номер слоя. Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех элементов, кроме палладия, не превышает восьми, а в предпоследнем - восемнадцати.

Вероятность местонахождения электрона зависит от его энергетического состояния. В принципе электрон может находиться в любом месте пространства атома. Однако в области, где значения (Y)2 [ видеоролик ] выше, он бывает чаще и эти области соответствуют минимальной энергии электрона. Часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%, называется атомной орбиталью (электронной орбиталью, электронным облаком). Вероятность местонахождения электрона зависит от его энергетического состояния. В принципе электрон может находиться в любом месте пространства атома. Однако в области, где значения (Y)2 [ видеоролик ] выше, он бывает чаще и эти области соответствуют минимальной энергии электрона. Часть атомного пространства, где вероятность пребывания электрона составляет свыше 90%, называется атомной орбиталью (электронной орбиталью, электронным облаком). Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать точечной штриховкой различной интенсивности, получится схема электронной орбитали (а). Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределом которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали. (б). Эта поверхность передаёт форму орбитали. На схемах атомная орбиталь изображается как ячейка. Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать точечной штриховкой различной интенсивности, получится схема электронной орбитали (а). Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределом которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали. (б). Эта поверхность передаёт форму орбитали. На схемах атомная орбиталь изображается как ячейка. Электронные орбитали.

Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать точечной штриховкой различной интенсивности, получится схема электронной орбитали (а). Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределом которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали. (б). Эта поверхность передаёт форму орбитали. На схемах атомная орбиталь изображается как ячейка. Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать точечной штриховкой различной интенсивности, получится схема электронной орбитали (а). Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределом которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали. (б). Эта поверхность передаёт форму орбитали. На схемах атомная орбиталь изображается как ячейка.

Квантовые числа Решение уравнения Шредингера для атома водорода позволяет найти волновые функции Y(x, y, z). Для полного определения каждого решения необходимы три целых числа (квантовые) и их обозначают латинскими буквами n, l, m. Квантовые числа - величина безразмерные. Для характеристики поведения электрона в многоэлектронном атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Главное квантовое число n определяет энергию электрона, номер электронного облака или периода и удаленность электронных орбиталей от ядра (размер электронного облака). Может принимать значение любых целых чисел от 1 до +¥. Например, n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7:+¥.

Принципы заполнения атомных орбиталей Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения энергии последних: на орбиталях с большей энергией электроны располагаются после того, как уже заполнены орбитали с меньшей энергией. Энергия электрона в атоме в основном определяется главным n и орбитальным l квантовыми числами, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма n+ l является наименьшей. В 1951 году советский ученый В.М. Клечковский сформулировал (n+l)-правила. Они детализируют принцип наименьшей энергии. Заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n+ l), причем при одинаковом значении суммы (n+ l) заполнение подуровней идет в направлении увеличения n (с меньшим значением n, но большим значением l).

Принцип Паули: сформулирован Вольфгангом Паули в 1924г. как один из важнейших постулатов теоретической физики, который не вытекал из известных законов. В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел. В соответствии с принципом Паули на одной атомной орбитали может находиться не больше двух электронов, причем их спины должны быть противоположны по направлению. Из принципа Паули следует: 1) максимальное число электронов на энергетическом уровне (х ) составляет Хn =2n2

2) максимальное число электронов на всех орбиталях данного энергетического подуровня (Хl) равно Хl=2(2l+1): В 1927 году Фридрихом Гундом было сформулировано правило: в невозбужденных атомах электроны в пределах данного подуровня занимают максимальное число свободных орбиталей, при этом суммарное спиновое число максимально. Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям получила название электронной конфигурации элемента. Указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами подоболочки (s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подоболочек обозначает число электронов в данной подоболочке. Согласно этому правилу вначале происходит последовательное заполнение все орбиталей данного подуровня по одному электрону,причем спины всех этих электронов одинаковы. Только после этого будет происходить окончательное заполнение орбитали двумя электронами. Например порядок заполнения трех орбиталей р-подуровня следующий : В целом последовательность заполнения электронами атомных орбиталей подчиняется общему принципу: стремлению системы к минимальной энергии.

Правило Клечковского По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастаний зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра. Поэтому энергетическая последовательность орбиталей в водородоподобном атоме выглядит просто:электроноворбитали главного квантового числа 1s

Формулировка правило Клечковского Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы l. Суть его очень проста:1951В. М. Клечковским орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы, причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа. Например, при орбитальные энергии подчиняются последовательности, так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее, для -орбитали ; наибольшее, -орбиталь занимает промежуточное положение. Или же: При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа, т.е., имеет меньшее значение.

Электронные оболочки атомов. Теория Бора. Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким, которые удовлетворяют определенными условиям, вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых, стационарных или квантовых орбит. Когда электрон движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает электромагнитной энергии. Переход электрона с удаленной орбиты на более близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход электрона. Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким, которые удовлетворяют определенными условиям, вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых, стационарных или квантовых орбит. Когда электрон движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает электромагнитной энергии. Переход электрона с удаленной орбиты на более близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход электрона. Чем больше расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода, вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 :...: n. Величина n получила название главного квантового числа. Чем больше расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода, вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 :...: n. Величина n получила название главного квантового числа.

Атомистическая теория Дальтона Основные постулаты теории Дальтона заключались в следующем: 1. Каждый элемент состоит из чрезвычайно мелких частиц, называемых атомами. 2. Все атомы одного элемента одинаковы. 3. Атомы различных элементов обладают разными свойствами, в том числе имеют разные массы. 4. Атомы одного элемента не превращаются в атомы других элементов в результате химических реакций; атомы не создаются и не разрушаются в химических реакциях. 5. Соединения образуются в результате комбинации атомов двух или нескольких элементов. 6. В данном соединении относительные количества атомов разных сортов и сорта этих атомов всегда постоянны

Вывод Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех открытий химии и физики XX в. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других, смежных с химией естественных наук. Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех открытий химии и физики XX в. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других, смежных с химией естественных наук.