Строение атома (стр. 1 из 4)

1. Ядро и электроны

Развитие естествознания на границе XIX-XX веков показало, что помимо химических превращений существует целый ряд процессов, в которых атомы выступают как сложные объекты, состоящие из положительно заряженной части - ядра и отрицательно заряженных электронов, суммарный заряд которых в точности компенсирует заряд ядра. В результате работ английского физика Дж. Дж. Томсона и американского физика Р.С. Малликена было установлено, что электрон имеет массу 9,1•10³¹ кг, или 1/1837 массы атома водорода, и заряд 1,6•10 ¹⁹ Кл. Основная масса атома сосредоточена в ядре, которое занимает очень малую часть его объема: диаметр ядра порядка 1СГ¹⁴ м, он составляет лишь около 10 ⁴ диаметра атома. Наглядно это соотношение размеров можно представить себе, если увеличить атом в 10¹¹ раз: тогда ядро диаметром 1 мм разместится внутри атома диаметром 10 метров!

Позднее было показано, что атомные ядра состоят из положительно заряженных частиц - протонов и незаряженных частиц - нейтронов. Протон имеет заряд, равный заряду электрона, но со знаком плюс, его масса практически равна массе нейтрона. Отметим, что в химии принято выражать заряды ионов в единицах заряда электрона с соответствующим знаком, например Н⁺, Mg²⁺, СГ.

Таким образом, число протонов в ядре определяет его заряд и порядковый номер, а сумма чисел протонов и нейтронов - округленную общую массу ядра в атомных единицах, или массовое число атома. Очевидно, что в электронейтральном атоме число протонов в атомном ядре равно числу электронов в электронной оболочке атома.

2. Атомный номер элемента. изотопы

Порядковый номер элемента принято называть его атомным номером и обозначать буквой Z. Атомный номер лежит в основе систематизации химических элементов и определяет их положение в периодической системе.

При определенном атомном номере, т.е. при определенном числе протонов, в ядре могут находиться разные числа нейтронов, поэтому могут существовать отличающиеся по массе разновидности атомов одного и того же элемента - изотопы.

Например, природный водород представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 1 и 2, а.

Клетка периодической таблицы

В ядре атома урана 92 протона, а в его электронной оболочке - 92 электрона

В периодической таблице, элементы расположены в порядке увеличения заряда ядра, а в отдельных клеточках таблицы принято приводить средневзвешенные атомные массы, поэтому они часто сильно отличаются от целочисленных.

Рис. 2.3, а. Масс-спектрометр.

Газ вводится в вакуумированный прибор через трубку (i) и подвергается ионизации потоком электронов из электронной пушки (2). Заряженные пластины (3) и (4) разгоняют поток полученных положительных ионов, который проходит через щель в пластине (4) и попадает в поле магнита (5), отклоняющее отдельные ионы в соответствии с отношением заряд: масса. За второй щелью (в) расположен детектор (7), который регистрирует число частиц, прошедших через щель. Меняя напряженность магнитного поля, можно последовательно регистрировать относительное количество ионов с различной массой, получая масс-спектр.

В масс-спектрометре молекулы газа превращаются в ионы. Показана часть масс-спектра, соответствующая нонам ТЮ⁺ и ТЮ₂. Отдельные полосы отвечают пяти изотопам титана с массой 46, 47, 48, 49, 50 значений масс атомов и разделение изотопов стало возможным в результате создания масс-спектрометрии - метода, основанного на воздействии магнитного поля на направленные пучки заряженных частиц.

3. Ядерная модель атома

Первая модель атома была предложена в начале XX века Э. Резерфордом, новозеландцем, работавшем в Англии. Она предполагала, что электроны движутся с большой скоростью по круговым орбитам вокруг ядра, подобно планетам по отношению к Солнцу. По представлениям классической электромагнитной теории в таком атоме электрон должен приближаться по спирали к ядру, непрерывно излучая энергию. Через короткое время электрон неизбежно должен упасть на ядро. Это очевидное несоответствие фактам было не единственным недостатком модели Резерфорда: плавное изменение энергии электронов в атоме не согласовывалось с появившимися наблюдениями над спектрами атомов. Одним из достижений второй половины XIX века была разработка атомного спектрального анализа - точного и чувствительного метода, сыгравшего важнейшую роль в открытии новых элементов и послужившего экспериментальной основой изучения строения атомов. Метод основан на испускании света свободными атомами, получающимися при сильном нагреваний вещества; при этом атомы переходят из основного состояния с минимальной энергией в возбужденные состояния с более высокими энергиями.

Возвращаясь в основное состояние, атомы излучают свет. Оказалось, что атомные спектры излучения состоят из отдельных линий, отвечающих только определенным длинам волн.

Чтобы объяснить линейчатый характер атомных спектров и устойчивость атомов, знаменитый датский физик Нильс Бор предложил два постулата, выходящие за рамки классической физики:

Из бесконечного числа орбит, возможных с точки зрения классической механики, допустимы лишь определенные орбиты, по которым электрон движется не излучая.

Частота поглощаемого или испускаемого атомом излучения при переходе из одного разрешенного состояния в другое определяется разностью энергий этих состояний.

При этом Бор опирался на идею Макса Планка о квантовании энергии. Планк установил, что, хотя свет, испускаемый раскаленным телом, кажется сплошным, световая энергия поглощается или излучается отдельными порциями - квантами Е = hv, пропорциональными частоте светового электромагнитного колебания. Коэффициент пропорциональности h = 6,6252 • 10 ³⁴ Дж • с был назван постоянной Планка. Таким образом в науку было введено понятие кванта света, или некоторого светового пакета - фотона, отражающее не только волновую, но и корпускулярную природу света.

Модель Бора позволила рассчитать точные значения энергии атома водорода и любых одноэлектронных ионов, но оказалась непригодной для объяснения наблюдаемых энергетических характеристик атомов с двумя и более электронами; главный же ее недостаток заключался в том, что она не давала логического обоснования природы квантования и устойчивости не меняющихся во времени состояний атома. Однако, несмотря на эти недостатки, сами идеи Бора о квантовании и стационарных состояниях легли в основу современного описания строения атома с позиций квантовой механики.

4. Волновые свойства электрона

Вскоре после 1920 г. был сделан следующий важный шаг в познании микромира: было установлено, что не только световые кванты, но и любые микрочастицы, в том числе электроны, обладают двойственной природой - частицы как таковой и волны.

Например, электрону при скорости 3 • 10^е м/с отвечает длина волны

В частности, удалось обнаружить дифракцию электронов на периодической решетке кристаллов и на молекулах газов. Частице с массой покоя т, движущейся со скоростью v, соответствует длина волны X, которая может быть найдена из уравнения де Бройля: сопоставимая с размерами атома. В то же время можно говорить и об импульсе и даже о массе движущегося фотона, хотя, конечно, его масса покоя равна нулю. Это обстоятельство существенным образом влияет на характер информации, которую дает спектроскопия. При столкновении фотона с электроном меняются импульс фотона и частота света, тем самым давая экспериментатору информацию об импульсе электрона. Однако, поскольку импульсы фотона и электрона сопоставимы, при этом меняется и импульс электрона, который надо определить. Ситуация в какой-то степени подобна попытке измерить скорость бегуна с помощью наблюдателя, который прыгает ему на плечи с разбега. Математически эти соображения описываются принципом неопределенности Гейзенберга, согласно которому возможность одновременного определения положения микрочастицы в пространстве и ее импульса ограничена постоянной Планка. Это, в частности, означает, что если мы хотим определить с большой точностью энергию электрона в атоме, то мы не сможем столь же точно определить его положение по отношению к ядру.

5. Квантово-механическая модель атома

Представления о стационарных состояниях атома и двойственной природе электрона, а также требования принципа неопределенности были использованы австрийским физиком Эрвином Шредингером, который в 1926 г. предложил модель, описывающую электрон в атоме как своего рода стоячую волну, причем вместо точного положения электрона в пространстве рассматривалась вероятность его пребывания в определенном месте.

Для того чтобы представить себе электрон в виде трехмерной стоячей волны, остановимся сначала на более простой одномерной модели стоячей волны, в качестве которой можно взять струну, закрепленную на концах. Струна способна издавать звуки только определенных частот, так как на ее длине может уложиться лишь целое число полуволн - это и есть квантование энергии колебаний струны. Для описания характера стоячих волн одномерной системы достаточно одного числа п, которое однозначно определяет длину волны и число узловых точек, в которых струна неподвижна, как и на закрепленных концах.

Моделью двумерной системы, испытывающей стационарные колебания, может служить круглая мембрана, закрепленная по периметру, например, в телефонной трубке. Здесь также возможны лишь определенные, квантованные колебания, для описания которых необходимы уже два числа.