Kako odrediti strukturu atoma kemijskog elementa. Struktura atoma

Elektroni

Koncept atoma nastao je u starom svijetu za označavanje čestica materije. U prijevodu s grčkog, atom znači "nedjeljiv".

Irski fizičar Stoney na temelju pokusa došao je do zaključka da elektricitet prenose najsitnije čestice koje postoje u atomima svih kemijskih elemenata. Godine 1891. Stoney je predložio da se te čestice nazovu elektronima, što na grčkom znači "jantar". Nekoliko godina nakon što je elektron dobio ime, engleski fizičar Joseph Thomson i francuski fizičar Jean Perrin dokazali su da elektroni nose negativan naboj. To je najmanji negativni naboj, koji se u kemiji uzima kao jedan (-1). Thomson je čak uspio odrediti brzinu elektrona (brzina elektrona u orbiti je obrnuto proporcionalna broju orbite n. Polumjeri orbita rastu proporcionalno kvadratu broja orbite. U prvoj orbiti od atom vodika (n=1; Z=1) brzina je ≈ 2,2·106 m/s, odnosno oko sto puta manja od brzine svjetlosti c = 3·108 m/s) i masa elektrona (gotovo je 2000 puta manja od mase atoma vodika).

Stanje elektrona u atomu

Stanje elektrona u atomu shvaća se kao skup informacija o energiji pojedinog elektrona i prostoru u kojem se nalazi. Elektron u atomu nema trajektoriju gibanja, tj. možemo samo govoriti o vjerojatnost pronalaska u prostoru oko jezgre.

Može se nalaziti u bilo kojem dijelu tog prostora koji okružuje jezgru, a ukupnost njegovih različitih položaja smatra se elektronskim oblakom s određenom gustoćom negativnog naboja. Slikovito, to se može zamisliti ovako: kada bi bilo moguće fotografirati položaj elektrona u atomu nakon stotinki ili milijuntinki sekunde, kao u fotofinišu, tada bi elektron na takvim fotografijama bio predstavljen kao točkice. Kada bi se bezbroj takvih fotografija superponiralo, slika bi bila elektronski oblak najveće gustoće gdje bi bilo najviše tih točaka.

Prostor oko atomske jezgre u kojem se najvjerojatnije nalazi elektron naziva se orbitala. Sadrži približno 90% elektronički oblak, a to znači da je oko 90% vremena elektron u ovom dijelu prostora. Razlikuju se po obliku 4 trenutno poznate vrste orbitala, koji su označeni latinskim slova s, p, d i f. Grafički prikaz nekih oblika elektronskih orbitala prikazan je na slici.

Najvažnija karakteristika gibanja elektrona po određenoj orbitali je energija njegove veze s jezgrom. Elektroni sa sličnim energetskim vrijednostima tvore jedan elektronski sloj, odnosno energetsku razinu. Energetske razine su numerirane počevši od jezgre - 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7.

Cijeli broj n, koji označava broj energetske razine, naziva se glavni kvantni broj. Karakterizira energiju elektrona koji zauzimaju određenu energetsku razinu. Najnižu energiju imaju elektroni prve energetske razine, najbliže jezgri. U usporedbi s elektronima prve razine, elektrone sljedećih razina karakterizirat će velika zaliha energije. Posljedično, elektroni vanjske razine najslabije su vezani za atomsku jezgru.

Najveći broj elektrona na energetskoj razini određen je formulom:

N = 2n 2,

gdje je N najveći broj elektrona; n je broj razine, odnosno glavni kvantni broj. Posljedično, na prvoj energetskoj razini najbližoj jezgri ne mogu biti više od dva elektrona; na drugom - ne više od 8; na trećem - ne više od 18; na četvrtom - ne više od 32.

Počevši od druge energetske razine (n = 2), svaka od razina podijeljena je na podrazine (podslojeve), međusobno malo različite u energiji vezivanja s jezgrom. Broj podrazina jednak je vrijednosti glavnog kvantnog broja: prva energetska razina ima jednu podrazinu; drugi - dva; treći - tri; četvrti - četiri podrazine. Podrazine, pak, tvore orbitale. Svaka vrijednostn odgovara broju orbitala jednakom n.

Podrazine se obično označavaju latiničnim slovima, kao i oblik orbitala od kojih se sastoje: s, p, d, f.

Protoni i neutroni

Atom bilo kojeg kemijskog elementa usporediv je sa sićušnim Sunčevim sustavom. Stoga se ovaj model atoma, koji je predložio E. Rutherford, naziva planetarni.

Atomska jezgra, u kojoj je koncentrirana cjelokupna masa atoma, sastoji se od čestica dvije vrste - protona i neutrona.

Protoni imaju naboj jednak naboju elektrona, ali suprotnog predznaka (+1), i masu jednaku masi vodikovog atoma (u kemiji se uzima kao jedinica). Neutroni nemaju naboj, neutralni su i imaju masu jednaku masi protona.

Protoni i neutroni zajedno se nazivaju nukleoni (od latinskog nucleus - jezgra). Zbroj broja protona i neutrona u atomu naziva se maseni broj. Na primjer, maseni broj atoma aluminija je:

13 + 14 = 27

broj protona 13, broj neutrona 14, maseni broj 27

Budući da se zanemarivo mala masa elektrona može zanemariti, očito je da je cjelokupna masa atoma koncentrirana u jezgri. Elektroni su označeni e - .

Budući da atom električki neutralan, onda je također očito da je broj protona i elektrona u atomu isti. Jednak je rednom broju kemijskog elementa koji mu je dodijeljen u periodnom sustavu elemenata. Masa atoma sastoji se od mase protona i neutrona. Znajući atomski broj elementa (Z), tj. broj protona, i maseni broj (A), jednak zbroju brojeva protona i neutrona, možete pronaći broj neutrona (N) pomoću formule :

N = A - Z

Na primjer, broj neutrona u atomu željeza je:

56 — 26 = 30

Izotopi

Nazivaju se varijante atoma istog elementa koji imaju isti nuklearni naboj, ali različite masene brojeve izotopi. Kemijski elementi koji se nalaze u prirodi mješavina su izotopa. Dakle, ugljik ima tri izotopa s masama 12, 13, 14; kisik - tri izotopa s masama 16, 17, 18 itd. Relativna atomska masa kemijskog elementa obično navedena u periodnom sustavu je prosječna vrijednost atomskih masa prirodne mješavine izotopa danog elementa, uzimajući u obzir njihovu relativnu zastupljenost u prirodi. Kemijska svojstva izotopa većine kemijskih elemenata potpuno su ista. Međutim, svojstva izotopa vodika jako variraju zbog dramatičnog višestrukog povećanja njihove relativne atomske mase; čak im se daju i pojedinačni nazivi i kemijski simboli.

Elementi prvog razdoblja

Dijagram elektronske strukture atoma vodika:

Dijagrami elektroničke strukture atoma prikazuju raspodjelu elektrona po elektroničkim slojevima (razinama energije).

Grafička elektronička formula atoma vodika (prikazuje raspodjelu elektrona po energetskim razinama i podrazinama):

Grafičke elektroničke formule atoma prikazuju raspodjelu elektrona ne samo po razinama i podrazinama, već i po orbitalama.

U atomu helija prvi elektronski sloj je potpun – ima 2 elektrona. Vodik i helij su s-elementi; S-orbitala ovih atoma ispunjena je elektronima.

Za sve elemente druge periode popunjava se prvi elektronski sloj, a elektroni ispunjavaju s- i p-orbitale drugog elektronskog sloja u skladu s načelom najmanje energije (prvo s, a zatim p) i pravilima Paulija i Hunda.

U atomu neona, drugi elektronski sloj je potpun – ima 8 elektrona.

Za atome elemenata treće periode prvi i drugi elektronski sloj su dovršeni, pa je popunjen treći elektronski sloj u kojem elektroni mogu zauzimati 3s-, 3p- i 3d-podrazine.

Atom magnezija završava svoju 3s elektronsku orbitalu. Na i Mg su s-elementi.

U aluminiju i sljedećim elementima, podrazina 3p je ispunjena elektronima.

Elementi treće periode imaju nepopunjene 3d orbitale.

Svi elementi od Al do Ar su p-elementi. S- i p-elementi čine glavne podskupine u periodnom sustavu.

Elementi četvrtog - sedmog razdoblja

U atomima kalija i kalcija pojavljuje se četvrti sloj elektrona, a podrazina 4s je popunjena, budući da ima manju energiju od podrazine 3d.

K, Ca - s-elementi uključeni u glavne podskupine. Za atome od Sc do Zn, 3d podrazina je ispunjena elektronima. Ovo su 3d elementi. Oni su uključeni u sekundarne podskupine, njihov najudaljeniji elektronički sloj je ispunjen i klasificirani su kao prijelazni elementi.

Obratite pozornost na strukturu elektroničkih ljuski atoma kroma i bakra. U njima jedan elektron “otpada” s 4s na 3d podrazinu, što se objašnjava većom energetskom stabilnošću dobivenih elektroničkih konfiguracija 3d 5 i 3d 10:

U atomu cinka treći elektronski sloj je završen - u njemu su popunjene sve podrazine 3s, 3p i 3d, s ukupno 18 elektrona. U elementima koji slijede nakon cinka, četvrti elektronski sloj, podrazina 4p, nastavlja se puniti.

Elementi od Ga do Kr su p-elementi.

Atom kriptona ima vanjski sloj (četvrti) koji je potpun i ima 8 elektrona. Ali u četvrtom elektronskom sloju može biti ukupno 32 elektrona; atom kriptona još uvijek ima nepopunjene podrazine 4d i 4f Za elemente pete periode podrazine se popunjavaju sljedećim redoslijedom: 5s - 4d - 5p. A postoje i iznimke koje se odnose na " neuspjeh» elektroni, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

U šestoj i sedmoj periodi pojavljuju se f-elementi, tj. elementi u kojima su popunjene 4f- odnosno 5f-podrazine trećeg vanjskog elektronskog sloja.

4f elementi nazivaju se lantanidi.

5f elementi nazivaju se aktinidi.

Redoslijed popunjavanja elektroničkih podrazina u atomima elemenata šeste periode: 55 Cs i 56 Ba - 6s elementi; 57 La … 6s 2 5d x - 5d element; 58 Ce - 71 Lu - 4f elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemenata; 81 T1 - 86 Rn - 6d elementi. Ali i ovdje postoje elementi kod kojih je redoslijed popunjavanja elektronskih orbitala “narušen”, što je, primjerice, povezano s većom energetskom stabilnošću polu i potpuno ispunjenih f-podrazina, tj. nf 7 i nf 14. Ovisno o tome koja je podrazina atoma posljednja ispunjena elektronima, svi elementi se dijele u četiri elektronske obitelji ili bloka:

• s-elementi. S-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; s-elementi uključuju vodik, helij i elemente glavnih podskupina I. i II.

• p-elementi. P-podrazina vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; p-elementi uključuju elemente glavnih podskupina skupina III-VIII.

• d-elementi. D-podrazina predvanjske razine atoma ispunjena je elektronima; d-elementi uključuju elemente sekundarnih podskupina skupina I-VIII, tj. elemente utičnih dekada velikih perioda koji se nalaze između s- i p-elemenata. Nazivaju se i prijelazni elementi.

• f-elementi. F-podrazina treće vanjske razine atoma ispunjena je elektronima; tu spadaju lantanidi i antinoidi.

Švicarski fizičar W. Pauli 1925. godine utvrdio je da u atomu u jednoj orbiti ne mogu biti više od dva elektrona suprotnih (antiparalelnih) spinova (u prijevodu s engleskog "vreteno"), tj. takvih svojstava da se uvjetno mogu zamisliti kao rotacija elektrona oko svoje zamišljene osi: u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega.

Ovaj princip se zove Paulijevo načelo. Ako postoji jedan elektron u orbitali, onda se on naziva nespareni; ako postoje dva, onda su to spareni elektroni, tj. elektroni sa suprotnim spinovima. Na slici je prikazan dijagram podjele energetskih razina na podrazine i redoslijed njihovog popunjavanja.

Vrlo često se struktura elektroničkih ljuski atoma prikazuje pomoću energetskih ili kvantnih ćelija - pišu se takozvane grafičke elektroničke formule. Za ovu se oznaku koristi sljedeća oznaka: svaka kvantna stanica označena je stanicom koja odgovara jednoj orbitali; Svaki elektron je označen strelicom koja odgovara smjeru spina. Kada pišete grafičku elektroničku formulu, trebate zapamtiti dva pravila: Paulijev princip i F. Hundovo pravilo, prema kojem elektroni zauzimaju slobodne ćelije prvo jedan po jedan i imaju istu vrijednost spina, a tek onda se sparuju, ali će spinovi, prema Paulijevom principu, već biti suprotno usmjereni.

Hundovo pravilo i Paulijev princip

Hundovo pravilo- pravilo kvantne kemije koje određuje redoslijed popunjavanja orbitala određenog podsloja i formulira se na sljedeći način: ukupna vrijednost spinskog kvantnog broja elektrona danog podsloja mora biti najveća. Formulirao Friedrich Hund 1925.

To znači da se u svakoj od orbitala podsloja prvo popunjava po jedan elektron, a tek nakon što se potroše nepopunjene orbitale, ovoj orbitali se dodaje drugi elektron. U tom slučaju u jednoj orbitali postoje dva elektrona s polucijelim spinovima suprotnog predznaka, koji se spare (formiraju dvoelektronski oblak) i kao rezultat toga ukupni spin orbitale postaje jednak nuli.

Druga formulacija: Niži u energiji leži atomski član za koji su zadovoljena dva uvjeta.

1. Mnoštvo je maksimalno
2. Kada se višestrukosti podudaraju, ukupni orbitalni moment L je maksimalan.

Analizirajmo ovo pravilo na primjeru popunjavanja orbitala p-podrazine str-elementi druge periode (odnosno od bora do neona (u donjem dijagramu vodoravne crte označavaju orbitale, okomite strelice označavaju elektrone, a smjer strelice označava orijentaciju spina).

pravilo Klečkovskog

Pravilo Klečkovskog - kako se ukupan broj elektrona u atomima povećava (s povećanjem naboja njihovih jezgri, odnosno rednih brojeva kemijskih elemenata), atomske orbitale se naseljavaju na takav način da pojava elektrona u orbitali s višom energijom ovisi o samo o glavnom kvantnom broju n i ne ovisi o svim ostalim brojevima kvantnih brojeva, uključujući od l. Fizički to znači da je u atomu sličnom vodiku (u nedostatku međuelektronskog odbijanja) orbitalna energija elektrona određena samo prostornom udaljenošću gustoće naboja elektrona od jezgre i ne ovisi o karakteristikama njezine kretanja u polju jezgre.

Empirijsko pravilo Klečkovskog i shema uređenja koja iz njega slijedi donekle su kontradiktorni stvarnom energetskom slijedu atomskih orbitala samo u dva slična slučaja: za atome Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au , dolazi do “otkazivanja” elektrona sa s -podrazinom vanjskog sloja zamjenjuje se d-podrazinom prethodnog sloja, što dovodi do energetski stabilnijeg stanja atoma, naime: nakon popunjavanja orbitale 6 s dva elektroni s

Sadržaj članka

STRUKTURA ATOMA, grana fizike koja proučava unutarnju strukturu atoma. Atomi, za koje se prvobitno mislilo da su nedjeljivi, složeni su sustavi. Imaju masivnu jezgru protona i neutrona, oko koje se u praznom prostoru kreću elektroni. Atomi su vrlo mali - dimenzije su im oko 10 –10 –10 –9 m, a dimenzije jezgre su još oko 100 000 puta manje (10 –15 –10 –14 m). Stoga se atomi mogu “vidjeti” samo neizravno, na slici s vrlo velikim povećanjem (na primjer, korištenjem projektora emisije polja). Ali ni u ovom slučaju atomi se ne mogu vidjeti u detalje. Naše spoznaje o njihovoj unutarnjoj strukturi temelje se na ogromnoj količini eksperimentalnih podataka, koji neizravno, ali uvjerljivo potkrepljuju navedeno.

Ideje o strukturi atoma radikalno su se promijenile u 20. stoljeću. pod utjecajem novih teorijskih ideja i eksperimentalnih podataka. U opisu unutarnje strukture atomske jezgre još uvijek postoje neriješena pitanja koja su predmet intenzivnih istraživanja. Sljedeći odjeljci prikazuju povijest razvoja ideja o strukturi atoma kao cjeline; Poseban članak posvećen je strukturi jezgre (GRAĐA ATOMSKE JEZGRE), budući da su se ove ideje razvile uglavnom neovisno. Energija potrebna za proučavanje vanjskih ljuski atoma je relativno mala, na razini toplinske ili kemijske energije. Zbog toga su elektroni eksperimentalno otkriveni davno prije otkrića jezgre.

Jezgra je, unatoč svojoj maloj veličini, vrlo čvrsto vezana, pa se može uništiti i proučavati samo uz pomoć sila milijunima puta jačih od sila koje djeluju između atoma. Nagli napredak u razumijevanju unutarnje strukture jezgre započeo je tek s pojavom akceleratora čestica. Upravo ta golema razlika u veličini i energiji vezanja omogućuje nam da strukturu atoma kao cjeline razmotrimo odvojeno od strukture jezgre.

Da biste dobili predodžbu o veličini atoma i praznom prostoru koji zauzima, razmotrite atome koji čine kap vode promjera 1 mm. Ako mentalno povećate ovu kap na veličinu Zemlje, tada će atomi vodika i kisika koji su uključeni u molekulu vode imati promjer od 1-2 m. Glavnina mase svakog atoma koncentrirana je u njegovoj jezgri, promjeru od toga samo 0,01 mm .

ATOM U CJELINI

Povijest nastanka najopćenitijih ideja o atomu obično seže u doba grčkog filozofa Demokrita (oko 460. - oko 370. pr. Kr.), koji je mnogo razmišljao o najmanjim česticama na koje se svaka tvar može podijeliti. . Skupina grčkih filozofa koji su zastupali mišljenje da takve sićušne nedjeljive čestice postoje nazivali su se atomisti. Grčki filozof Epikur (oko 342.–270. pr. Kr.) prihvatio je atomsku teoriju, a u prvom stoljeću pr. jedan od njegovih sljedbenika, rimski pjesnik i filozof Lukrecije Kar, iznio je Epikurova učenja u spjevu "O prirodi stvari", zahvaljujući čemu je ono sačuvano za naredne generacije. Aristotel (384. – 322. pr. Kr.), jedan od najvećih znanstvenika antike, nije prihvaćao atomsku teoriju, a njegovi pogledi na filozofiju i znanost kasnije su prevladali u srednjovjekovnoj misli. Čini se da atomistička teorija nije postojala sve do samog kraja renesanse, kada je čisto spekulativno filozofsko razmišljanje zamijenjeno eksperimentom.

Tijekom renesanse započela su sustavna istraživanja u područjima koja se danas nazivaju kemija i fizika, donoseći sa sobom nove uvide u prirodu "nedjeljivih čestica". R. Boyle (1627–1691) i I. Newton (1643–1727) temeljili su svoja razmišljanja na ideji postojanja nedjeljivih čestica materije. Međutim, ni Boyle ni Newton nisu trebali detaljnu atomsku teoriju da objasne fenomene koji su ih zanimali, a rezultati njihovih eksperimenata nisu otkrili ništa novo o svojstvima "atoma".

Daltonovi zakoni.

Prvo istinsko znanstveno utemeljenje atomske teorije, koje je uvjerljivo pokazalo racionalnost i jednostavnost hipoteze da se svaki kemijski element sastoji od najmanjih čestica, bilo je djelo engleskog školskog učitelja matematike J. Daltona (1766. – 1844.), čiji je članak posvećen ovom problemu pojavio se 1803. godine.

Dalton je proučavao svojstva plinova, posebice omjer volumena plinova koji su reagirali u kemijski spoj, na primjer, pri stvaranju vode iz vodika i kisika. Utvrdio je da su omjeri izreagiranih količina vodika i kisika uvijek omjeri malih cijelih brojeva. Tako, kada nastane voda (H 2 O), 2,016 g plinovitog vodika reagira sa 16 g kisika, a kada nastane vodikov peroksid (H 2 O 2), 32 g plinovitog kisika reagira s 2,016 g vodika. Mase kisika koje reagiraju s istom masom vodika da nastanu ova dva spoja međusobno su povezane kao mali brojevi:

Na temelju takvih rezultata Dalton je formulirao svoj "zakon višestrukih omjera". Prema tom zakonu, ako se dva elementa kombiniraju u različitim omjerima i tvore različite spojeve, tada se mase jednog od elemenata koji se kombiniraju s istom količinom drugog elementa odnose kao mali cijeli brojevi. Prema drugom Daltonovom zakonu, "zakonu stalnih omjera", u svakom kemijskom spoju omjer masa njegovih sastavnih elemenata uvijek je isti. Veliku količinu eksperimentalnih podataka, koji se odnose ne samo na plinove, već i na tekućine i čvrste spojeve, prikupio je J. Berzelius (1779. – 1848.), koji je izvršio točna mjerenja reakcijskih masa elemenata za mnoge spojeve. Njegovi podaci potvrdili su Daltonove zakone i uvjerljivo pokazali da svaki element ima najmanju jedinicu mase.

Daltonovi atomski postulati imali su prednost pred apstraktnim zaključivanjem starogrčkih atomista jer su njegovi zakoni omogućili objašnjenje i povezivanje rezultata stvarnih eksperimenata, kao i predviđanje rezultata novih eksperimenata. Pretpostavljao je da su 1) svi atomi istog elementa identični u svim pogledima, osobito da su im mase iste; 2) atomi različitih elemenata imaju različita svojstva, posebice njihove mase su različite; 3) spoj, za razliku od elementa, sadrži određeni cijeli broj atoma svakog svog sastavnog elementa; 4) u kemijskim reakcijama može doći do preraspodjele atoma, ali niti jedan atom se ne uništi niti ponovno stvori. (Zapravo, kao što se pokazalo početkom 20. stoljeća, ti postulati nisu striktno ispunjeni, budući da atomi istog elementa mogu imati različite mase, na primjer, vodik ima tri takve vrste, koje se nazivaju izotopi; osim toga, atomi mogu proći radioaktivne transformacije pa čak i potpuno kolabirati, ali ne u kemijskim reakcijama koje je razmatrao Dalton.) Na temelju ova četiri postulata, Daltonova atomska teorija pružila je najjednostavnije objašnjenje zakona stalnih i višestrukih omjera.

Iako su Daltonovi zakoni u osnovi cijele kemije, oni ne određuju stvarne veličine i mase atoma. Oni ne govore ništa o broju atoma sadržanih u određenoj masi elementa ili spoja. Molekule jednostavnih tvari premalene su da bi se pojedinačno vagale, pa se za određivanje mase atoma i molekula moraju koristiti neizravne metode.

Avogadrov broj.

Godine 1811. A. Avogadro (1776. – 1856.) iznio je hipotezu koja je znatno pojednostavila analizu načina nastajanja spojeva iz elemenata i uspostavila razliku između atoma i molekula. Njegova je ideja bila da jednaki volumeni plinova pri istoj temperaturi i tlaku sadrže isti broj molekula. Načelno, naznaka toga može se naći u ranijim radovima J. Gay-Lussaca (1778. – 1850.), koji je utvrdio da se omjer volumena plinovitih elemenata koji ulaze u kemijsku reakciju izražava cijelim brojevima, iako različitim iz omjera mase koje je dobio Dalton. Na primjer, 2 litre plinovitog vodika (molekule H 2), u kombinaciji s 1 litrom plinovitog kisika (molekule O 2), formiraju 1 litru vodene pare (molekule H 2 O).

Pravi broj molekula u određenom volumenu plina iznimno je velik i sve do 1865. godine nije se mogao odrediti s prihvatljivom točnošću. Međutim, već u Avogadrovo vrijeme napravljene su grube procjene na temelju kinetičke teorije plinova. Vrlo zgodna jedinica za mjerenje količine tvari je mol, tj. količina tvari u kojoj ima onoliko molekula koliko ima atoma u 0,012 kg najčešćeg izotopa ugljika 12 C. Jedan mol idealnog plina u normalnim uvjetima (n.s.), t.j. standardne temperature i tlaka, zauzima volumen od 22,4 litre. Avogadrov broj je ukupan broj molekula u jednom molu tvari ili u 22,4 litre plina pri sobnim uvjetima. Druge metode, kao što je radiografija, daju Avogadrov broj N 0 točnije vrijednosti od onih dobivenih na temelju kinetičke teorije. Trenutno prihvaćena vrijednost je 6,0221367×10 23 atoma (molekula) u jednom molu. Prema tome, 1 litra zraka sadrži približno 3×10 22 molekula kisika, dušika i drugih plinova.

Važna uloga Avogadrova broja za atomsku fiziku je zbog činjenice da omogućuje određivanje mase i približnih dimenzija atoma ili molekule. Budući da je masa 22,4 litara plina H2 2,016×10 –3 kg, masa jednog atoma vodika je 1,67×10 –27 kg. Ako pretpostavimo da su u čvrstom tijelu atomi smješteni blizu jedan drugome, tada će nam Avogadrov broj omogućiti približno procjenu polumjera r, recimo, atomi aluminija. Za aluminij je 1 mol jednak 0,027 kg, a gustoća je 2,7H103 kg/m3. U ovom slučaju imamo

gdje r» 1,6×10 –10 m Dakle, prve procjene Avogadrova broja dale su ideju o atomskim veličinama.

Otkriće elektrona.

Eksperimentalni podaci vezani uz nastanak kemijskih spojeva potvrdili su postojanje “atomskih” čestica i omogućili prosuđivanje male veličine i mase pojedinih atoma. Međutim, stvarna struktura atoma, uključujući postojanje čak i manjih čestica koje čine atome, ostala je nejasna sve do J. J. Thomsonovog otkrića elektrona 1897. Do tada se atom smatrao nedjeljivim, a razlike u kemijskim svojstvima različitih elemenata nije imao objašnjenje. Čak i prije Thomsonova otkrića, provedeno je nekoliko zanimljivih eksperimenata u kojima su drugi istraživači proučavali električnu struju u staklenim cijevima ispunjenim plinom pri niskim tlakovima. Takve cijevi, nazvane Geisslerove cijevi prema njemačkom puhaču stakla G. Geissleru (1815. – 1879.), koji ih je prvi počeo izrađivati, emitirale su jarko sjaj kada su bile spojene na visokonaponski namot indukcijske zavojnice. Za ova električna izboja zainteresirao se W. Crookes (1832–1919), koji je ustanovio da se priroda izboja u cijevi mijenja ovisno o tlaku, a izboj potpuno nestaje pri visokom vakuumu. Kasnije studije J. Perrina (1870. – 1942.) pokazale su da su "katodne zrake" koje uzrokuju sjaj negativno nabijene čestice koje se kreću pravocrtno, ali ih magnetsko polje može odbiti. Međutim, naboj i masa čestica ostali su nepoznati i nije bilo jasno jesu li sve negativne čestice iste.

Thomsonova velika zasluga bila je dokaz da su sve čestice koje tvore katodne zrake međusobno identične i da su dio materije. Korištenjem posebne vrste cijevi za pražnjenje, prikazane na sl. 1, Thomson je izmjerio brzinu i omjer naboja i mase čestica katodnih zraka, kasnije nazvanih elektroni. Elektroni su izletjeli iz katode pod utjecajem visokonaponskog pražnjenja u cijevi. Kroz otvore D I E Prošle su samo one koje su letjele duž osi cijevi.

U normalnom načinu rada ti elektroni udaraju u središte luminiscentnog zaslona. (Thomsonova cijev bila je prva "katodna cijev" sa zaslonom, preteča televizijske slikovne cijevi.) Cijev je također sadržavala par ploča električnog kondenzatora koje su, kad su pod naponom, mogle odbiti elektrone. Električna energija F E, postupajući po naplati e od električnog polja E, dano je izrazom

F E = eE.

Osim toga, magnetsko polje moglo bi se stvoriti u istom području cijevi pomoću para zavojnica s strujom, sposobnih odvratiti elektrone u suprotnom smjeru. Sila F H, koji djeluje iz magnetskog polja H, proporcionalno jakosti polja, brzina čestica v i njezina optužba e:

F H = Hev.

Thomson je podesio električno i magnetsko polje tako da je ukupni otklon elektrona bio jednak nuli, tj. snop elektrona vratio u prvobitni položaj. Pošto u ovom slučaju obje sile F E I F H su jednaki, brzina elektrona je dana sa

v = E/H.

Thomson je otkrio da ta brzina ovisi o naponu na cijevi V te da kinetička energija elektrona mv 2/2 izravno je proporcionalan ovom naponu, tj. mv 2 /2 = eV. (Otuda izraz "elektron-volt" za energiju koju dobiva čestica s nabojem jednakim naboju elektrona kad se ubrzava razlikom potencijala od 1 V.) Kombinirajući ovu jednadžbu s izrazom za brzinu elektrona, on pronašao omjer naboja i mase:

Ovi pokusi omogućili su utvrđivanje odnosa e/m za elektron i dao približnu vrijednost naboja e. Točno vrijednost e izmjerio je R. Milliken, koji je u svojim pokusima osigurao da nabijene kapljice ulja vise u zraku između ploča kondenzatora. Trenutno su karakteristike elektrona poznate s velikom točnošću:

Thomsonovi pokusi pokazali su da elektroni u električnim pražnjenjima mogu nastati iz bilo koje tvari. Kako su svi elektroni isti, elementi se moraju razlikovati samo po broju elektrona. Osim toga, mala vrijednost mase elektrona ukazivala je na to da masa atoma nije koncentrirana u njima.

Thomsonov maseni spektrograf.

Uskoro se preostali dio atoma s pozitivnim nabojem mogao promatrati pomoću iste, iako modificirane, cijevi za pražnjenje, što je omogućilo otvaranje elektrona. Već prvi pokusi s cijevima za pražnjenje pokazali su da ako se katoda s rupom postavi u sredinu cijevi, onda pozitivno nabijene čestice prolaze kroz “kanal” u katodi, uzrokujući fluorescentni zaslon koji se nalazi na kraju cijevi suprotno od od anode do sjaja. Ove pozitivne "kanalne zrake" također su bile skrenute magnetskim poljem, ali u suprotnom smjeru od elektrona.

Thomson je odlučio izmjeriti masu i naboj ovih novih zraka, također koristeći električna i magnetska polja za odvraćanje čestica. Njegov instrument za proučavanje pozitivnih zraka, "spektrograf mase", shematski je prikazan na Sl. 2. Razlikuje se od uređaja prikazanog na sl. 1, u tome što električno i magnetsko polje skreću čestice pod pravim kutom jedna prema drugoj, pa se stoga ne može postići "nula" otklon. Pozitivno nabijeni atomi na putu između anode i katode mogu izgubiti jedan ili više elektrona, te se zbog toga mogu ubrzati do različitih energija. Atomi iste vrste s istim nabojem i masom, ali s određenim rasponom konačnih brzina, nacrtat će zakrivljenu liniju (segment parabole) na luminescentnom ekranu ili fotografskoj ploči. U prisutnosti atoma različitih masa, teži atomi (s istim nabojem) manje će odstupati od središnje osi od lakših. Na sl. Na slici 3 prikazana je fotografija parabola dobivena na spektrografu Thomson mase. Najuža parabola odgovara najtežem pojedinačno ioniziranom atomu (atomu žive), iz kojeg je izbačen jedan elektron. Dvije najšire parabole odgovaraju vodiku, jedna atomskom H+, a druga molekularnom H2+, a obje su pojedinačno ionizirane. U nekim slučajevima se izgube dva, tri ili čak četiri naboja, ali nikada nije primijećeno da je atomski vodik ioniziran više od jednom. Ova je okolnost bila prvi pokazatelj da atom vodika ima samo jedan elektron, tj. to je najjednostavniji od atoma.

Drugi dokazi složene strukture atoma.

U isto vrijeme kada su Thomson i drugi istraživači eksperimentirali s katodnim zrakama, otkriće X-zraka i radioaktivnosti donijelo je dodatne dokaze o složenoj strukturi atoma. Godine 1895. V. Roentgen (1845–1923) slučajno je otkrio tajanstveno zračenje (“ x-zrake"), prodirući kroz crni papir kojim je omotao Crookesovu cijev dok je ispitivao zeleno luminiscentno područje električnog pražnjenja. x-zrake su izazvale sjaj udaljenog zaslona presvučenog kristalnim barijevim platinocijanidom. Roentgen je otkrio da razne tvari različite debljine unesene između zaslona i cijevi oslabljuju sjaj, ali ga ne gase u potpunosti. To je ukazivalo na izuzetno visoku sposobnost prodora x-zrake. Rentgenom je također utvrđeno da se te zrake šire pravocrtno i da ih električno i magnetsko polje ne odbija. Pojava takvog nevidljivog, prodornog zračenja uslijed elektronskog bombardiranja različitih materijala bila je nešto potpuno novo. Bilo je poznato da se vidljiva svjetlost iz Geisslerovih cijevi sastoji od pojedinačnih "spektralnih linija" s određenim valnim duljinama i stoga je povezana s "vibracijama" atoma koje imaju diskretne frekvencije. Bitna značajka novog zračenja, koja ga je razlikovala od optičkih spektara, osim njegove velike prodornosti, bila je da su optički spektri elemenata sa sukcesivno rastućim brojem elektrona međusobno potpuno različiti, dok su spektri x-zrake su se vrlo malo mijenjale od elementa do elementa.

Drugo otkriće vezano uz strukturu atoma bilo je da atomi nekih elemenata mogu spontano emitirati zračenje. Tu je pojavu 1896. godine otkrio A. Becquerel (1852–1908). Becquerel je otkrio radioaktivnost pomoću soli urana dok je proučavao luminiscenciju soli pod utjecajem svjetlosti i njen odnos prema luminiscenciji stakla u rendgenskoj cijevi. U jednom od pokusa uočeno je crnjenje fotografske ploče, umotane u crni papir i smještene u blizini uranove soli u potpunom mraku. Ovo slučajno otkriće potaknulo je intenzivnu potragu za drugim primjerima prirodne radioaktivnosti i eksperimente za određivanje prirode emitiranog zračenja. Godine 1898. P. Curie (1859–1906) i M. Curie (1867–1934) otkrili su još dva radioaktivna elementa - polonij i radij. E. Rutherford (1871–1937), proučavajući sposobnost prodora uranovog zračenja, pokazao je da postoje dvije vrste zračenja: vrlo "meko" zračenje, koje tvar lako apsorbira i koje je Rutherford nazvao alfa-zrakama, i prodornije zračenje, koje je nazvao beta-zrake. Pokazalo se da su beta zrake identične običnim elektronima, ili "katodnim zrakama", koje nastaju u izbojnim cijevima. Utvrđeno je da alfa zrake imaju isti naboj i masu kao atomi helija bez svoja dva elektrona. Treća vrsta zračenja, nazvana gama zrake, pokazala se sličnom x-zrake, ali je imao još veću prodornu moć.

Sva ta otkrića jasno su pokazala da atom nije "nedjeljiv". Ne samo da se sastoji od manjih dijelova (elektrona i težih pozitivnih čestica), nego se čini da se te i druge podčestice spontano emitiraju tijekom radioaktivnog raspada teških elemenata. Osim toga, atomi ne samo da emitiraju zračenje u vidljivom području na diskretnim frekvencijama, već se također mogu toliko pobuditi da počnu emitirati "jače" elektromagnetsko zračenje, tj. x-zrake.

Thomsonov model atoma.

J. Thomson, koji je dao ogroman doprinos eksperimentalnom proučavanju strukture atoma, nastojao je pronaći model koji bi objasnio sva njegova poznata svojstva. Budući da je pretežni udio mase atoma koncentriran u njegovom pozitivno nabijenom dijelu, pretpostavio je da je atom sferna raspodjela pozitivnog naboja s radijusom od približno 10 -10 m, a na njegovoj površini postoje elektroni koje drži elastična sile koje im omogućuju osciliranje (slika 4). Ukupni negativni naboj elektrona točno poništava pozitivni naboj, tako da je atom električki neutralan. Elektroni se nalaze na kugli, ali mogu izvoditi jednostavne harmonijske oscilacije u odnosu na ravnotežni položaj. Takve oscilacije mogu se pojaviti samo na određenim frekvencijama, koje odgovaraju uskim spektralnim linijama opaženim u cijevima s izbojem plina. Elektroni se mogu vrlo lako izbaciti iz svojih položaja, što rezultira pozitivno nabijenim "ionima" koji čine "kanalne zrake" u eksperimentima spektrografa mase. x-zrake odgovaraju vrlo visokim tonovima temeljnih vibracija elektrona. Alfa čestice nastale tijekom radioaktivnih transformacija dio su pozitivne sfere, izbačene iz nje kao rezultat nekog energetskog kidanja atoma.

Međutim, ovaj je model izazvao niz primjedbi. Jedan od njih bio je zbog činjenice da, kako su otkrili spektroskopisti koji su mjerili linije emisije, frekvencije tih linija nisu jednostavni umnošci najniže frekvencije, kao što bi trebao biti slučaj u slučaju periodičnih oscilacija naboja. Umjesto toga, približavaju se kako frekvencija raste, kao da se približavaju granici. Već 1885. I. Balmer (1825–1898) uspio je pronaći jednostavnu empirijsku formulu koja povezuje frekvencije linija u vidljivom dijelu vodikovog spektra:

Gdje n– učestalost, c– brzina svjetlosti (3×10 8 m/s), n– cijeli broj i RH- određeni konstantni faktor. Prema ovoj formuli, u određenom nizu spektralnih linija vodika ne bi smjele postojati linije s valnom duljinom l manje od 364,56 nm (ili više frekvencije) što odgovara n= Ґ. Ispostavilo se da je to bio slučaj, i to je postalo ozbiljna zamjerka Thomsonovom modelu atoma, iako je bilo pokušaja da se razlika objasni razlikom u elastičnim povratnim silama za različite elektrone.

Na temelju Thomsonovog modela atoma, također je bilo izuzetno teško objasniti emisiju X-zraka ili gama zračenja atoma.

Poteškoće u Thomsonovom atomskom modelu također su uzrokovane stavom e/m naboj do mase za atome koji su izgubili svoje elektrone ("kanalne zrake"). Najjednostavniji atom je atom vodika s jednim elektronom i relativno masivnom kuglom koja nosi jedan pozitivan naboj. Mnogo ranije, 1815. godine, W. Prout je sugerirao da se svi teži atomi sastoje od atoma vodika, te bi bilo razumljivo da se masa atoma povećava proporcionalno broju elektrona. Međutim, mjerenja su pokazala da omjer naboja i mase nije isti za različite elemente. Na primjer, masa atoma neona je oko 20 puta veća od mase atoma vodika, dok je naboj samo 10 jedinica pozitivnog naboja (atom neona ima 10 elektrona). Situacija je bila kao da pozitivni naboj ima promjenjivu masu, ili je stvarno bilo 20 elektrona, ali ih je 10 bilo unutar sfere.

Rutherfordovi pokusi raspršenja.

Tada se pojavila još jedna poteškoća. Godine 1903. F. Lenard (1862–1947) izvodi pokuse s prolaskom snopa brzih elektrona kroz tanke metalne folije. U Thomsonovom modelu atoma, gotovo cijeli prostor ispunjen je materijom (pozitivno nabijenim dijelom atoma), pa bi se moglo pomisliti da će samo vrlo mali broj elektrona moći prodrijeti kroz foliju. Lenard je otkrio da gotovo svi elektroni prolaze kroz foliju. Iako je eksperiment imao poteškoća zbog male mase čestica koje bombardiraju, Lenard je pretpostavio da je masa atoma koncentrirana u "dinamidu" - njegovom središnjem području, mnogo manjem od očekivanog.

Odlučujući pokus, koji je potpuno promijenio shvaćanje prostorne strukture atoma, izveli su E. Rutherford i njegovi suradnici H. Geiger (1882–1945) i E. Marsden (1889–1970). Umjesto elektrona koristili su alfa čestice, jer... Zbog svoje veće mase (7350 puta veće od mase elektrona), te čestice ne podliježu zamjetnom otklonu pri sudaru s atomskim elektronima, što omogućuje detektiranje samo sudara s pozitivnim dijelom atoma. Radij je uzet kao izvor alfa čestica, a čestice koje su bile raspršene u tankoj metalnoj foliji, poput zlata, snimljene su “scintilacijskim” bljeskovima na ekranu od cinkovog sulfida smještenom u zamračenoj prostoriji. Eksperimentalna shema prikazana je na sl. 5.

Prema Thomsonovom modelu, gotovo sve alfa čestice završile bi unutar vrlo malog kuta od svog izvornog smjera, budući da bi većinu vremena prolazile kroz područje gotovo jednoliko raspoređenog pozitivnog naboja. Iako su Rutherfordovi rezultati bili u skladu s očekivanom distribucijom u području malih odstupanja, zabilježeno je vrlo mnogo odstupanja pod kutovima mnogo većim od predviđenih Thomsonovim modelom atoma. Takva velika odstupanja mogu se objasniti samo činjenicom da je pozitivna "jezgra" atoma mnogo manja od veličine njegove elektroničke strukture i, stoga, alfa čestice mogu doći vrlo blizu ove male pozitivne jezgre, nailazeći na vrlo velike Coulombove sile . Rutherfordovi pokusi uvjerljivo su pokazali da je cijeli atom, osim vrlo male masivne jezgre, ili "nukleusa", kako je Lenard očekivao, bio gotovo potpuno prazan. Na temelju eksperimentalnih podataka koje je dobio, Rutherford je zaključio da promjer jezgre atoma zlata nije veći od 6×10 –15 m – vrijednost vrlo blizu modernoj.

Rutherford je uspio, jednostavnim razmatranjem jezgre kao točkastog centra raspršenja, i samo na temelju elektrostatike i Newtonove mehanike, izvesti formulu za kutnu raspodjelu raspršenih čestica. Između alfa čestice s masom M i naplatiti 2 e, Gdje e– naboj elektrona, a jezgra s nabojem Ze, Gdje Z– atomski broj elementa od kojeg se sastoji raspršujuća tvar; Ze 2 /r 2 gdje r– udaljenost između naboja. Kutak j, na koji dolazi do raspršenja, ovisi o parametru sudara str, tj. minimalna udaljenost na kojoj bi čestica prošla jezgru da nije otklonjena.

Kao što se može vidjeti sa Sl. 6, najveći kut otklona odgovara najmanjem parametru sudara. Frakcija alfa čestica otklonjena za kut j i više, dano je izrazom

Gdje n– broj atoma u 1 cm3, t– debljina folije, M I v– masa i brzina alfa čestice i Z– nuklearni naboj. Ovaj Rutherfordov zakon raspršenja češće se piše kao razlomak čestica df, koji se raspršuje u čvrsti kut dw u rasponu kutova od j prije j + dj:

Ti su izrazi kvantitativno potvrđeni za širok raspon kutova i različite materijale raspršenja i omogućili su mjerenje nuklearnog naboja.

Rutherfordov ili nuklearni model atoma, istisnuvši Thomsonov model, bio je važan korak prema stvaranju kvantne mehanike. Detaljni pokusi koje su izveli Geiger i Marsden 1913. godine nisu ostavili nikakvu sumnju da je slika atoma s malom masivnom jezgrom u središtu elektroničke strukture mnogo većih dimenzija točna ne samo kvalitativno, već i kvantitativno. Neki detalji preneseni iz Thomsonova modela, poput postojanja elektrona u jezgri, kasnije su također odbačeni.

Bohrova kvantna teorija.

N. Bohr (1885. – 1962.) radio je s Rutherfordom 1912. – 1913. kada je ovaj izvodio pokuse raspršenja, a vratio se u Kopenhagen 1913. s mnogo novih ideja. Brojni su fenomeni zahtijevali objašnjenje, osim onih koji su upravo otkriveni u eksperimentima "nuklearnog" raspršenja. Sada kada je Thomsonov model atoma odbačen, uske, diskretne spektralne linije u zračenju izbojnih cijevi i empirijski uzorci u njihovim frekvencijama činili su se još manje jasnima.

Postojao je još jedan atomski učinak, koji je 1887. otkrio G. Hertz (1857. – 1894.), naime fotoelektrični učinak. Njegova suština je da svjetlost koja pada na tek očišćenu metalnu površinu izbacuje iz nje elektrone ako je frekvencija svjetlosti dovoljno visoka. Svaki metal ima svoju graničnu frekvenciju. Pokusi su pokazali da kočno elektrostatsko polje, koje fotoelektronsku struju svodi na nulu, ne ovisi o intenzitetu svjetlosti, već ovisi o njezinoj valnoj duljini. Elektromagnetska teorija, prema kojoj je svjetlost elektromagnetski val, to nije mogla objasniti, jer prema toj teoriji, da bi emitirao elektron bilo kojom brzinom, atom treba samo dugo apsorbirati energiju. Godine 1905. A. Einstein (1879–1955) predložio je objašnjenje fotoelektričnog učinka, koje je bilo u potpunosti u skladu s eksperimentalnim podacima, ali je zahtijevalo radikalnu reviziju postojećeg koncepta svjetlosti kao valnog procesa. Einstein je predložio da svjetlost nosi energiju u jedinicama koje se nazivaju fotoni ili kvanti svjetlosti, a njihovu energiju daje E = hn, Gdje n je frekvencija svjetlosti, i h– “Planckova konstanta”, jednaka 6,626H10 –34 JChs. Kad foton udari u površinu metala, on svu svoju energiju predaje elektronu. Budući da je elektron vezan za površinu elektrostatskim silama, potrebna mu je energija da pobjegne W(“rad rada”), a ostatak energije koju primi elektron pretvara se u njegovu kinetičku energiju, tj. hn = W + 1 / 2 mv 2. Einsteinova hipoteza objasnila je zašto kinetička energija fotoelektrona ovisi o frekvenciji svjetlosti, a broj emitiranih elektrona ovisi o njenom intenzitetu.

Kao što to često biva sa znanstvenim otkrićima, pokazalo se da se Einsteinova hipoteza o "kvantima" temelji na ranijoj teoriji. M. Planck (1858–1947) prvi je upotrijebio ideju kvantizacije za objašnjenje opaženog spektralnog sastava zračenja zagrijanih tijela. Uspio je objasniti spektar sugerirajući da harmonijski oscilatori apsorbiraju i emitiraju samo diskretne dijelove energije hn.

Bohr je briljantno primijenio kvantnu hipotezu na opis orbita elektrona u atomima i njihova zračenja. Odbacio je ideju da se elektroni ponašaju kao oscilatori i umjesto toga zamislio je dinamiku atoma kao kretanje elektrona u orbitama oko jezgre, slično kretanju planeta u orbitama oko Sunca. Sila elektrostatskog privlačenja elektrona jezgrom je centripetalna sila koja uzrokuje da se elektron kreće kružnom orbitom radijusa r s brzinom v. Općenito, jezgre s nabojem Ze imamo

U takvom polju sila (kada je sila obrnuto proporcionalna udaljenosti od težišta) kinetička energija gibanja uvijek je jednaka - 1/2 potencijalne energije:

i ukupna energija, tj. zbroj kinetičke i potencijalne energije jednak je:

Ti odnosi slijede iz uobičajenih zakona mehanike i elektrostatike. Bohr je, osim njih, formulirao sljedeće postavke, koje čine temelj kvantne teorije atoma.

I. Dopuštene su samo one kružne orbite za koje je kutna količina gibanja jednaka cijelom broju u jedinicama Planckove konstante podijeljene s 2 str. (Kutni moment tijela l, koji se kreće po kružnoj orbiti, jednak je umnošku njegove mase m za brzinu v i radijus orbite r.) Tako,

II. Iako bi, prema elektromagnetskoj teoriji, svaka nabijena čestica koja se kreće ubrzano trebala emitirati zračenje, elektroni ne emitiraju zračenje dok se kreću u svojim orbitama unutar atoma. Zračenje se javlja samo kada se elektron kreće iz jedne kvantizirane orbite u drugu.

III. Frekvencija ovog zračenja određena je promjenom ukupne energije, tj. razlika između energija atoma u početnom i krajnjem stanju:

hn = E 2 – E 1 .

Ovi uvjeti kvantizacije energije dovode do diskretnih orbita elektrona. Rješavanjem jednadžbe (2) za brzinu i zamjenom u (4), dobivamo

ili, ako unesete "Bohrov radijus" a 0 = h 2 /4str 2mi 2 "5,29H10 –11 m,

Na sl. Slika 7 prikazuje prvih šest orbita elektrona u atomu vodika, što odgovara Bohrovoj teoriji. Također su prikazani prijelazi popraćeni emisijom diskretnih spektralnih linija. Svaki niz spektralnih linija nosi ime svog otkrivača; Od svih serija, samo dio Balmerove serije leži u vidljivom području spektra.

Na sl. Slika 8 prikazuje kako linije Balmerove serije izgledaju na fotografskoj ploči spektrografa. Lako je vidjeti da linije postaju gušće blizu granice serije.

Energije atomskih stanja koje odgovaraju svakoj cjelobrojnoj vrijednosti n, također su kvantizirani:

Koristeći Bohrov treći postulat i relaciju S = ul između brzine, valne duljine i frekvencije, sada se može objasniti empirijska formula koju je Balmer pronašao za svoj niz linija:

jednostavno kao poseban slučaj Bohrove formule. Uz njegovu pomoć možete izračunati "Rydbergovu konstantu" RH:

Značenje RH, koju je pronašao Balmer, iznosila je 10967776 m–1; koristeći vrijednosti dostupne u tom trenutku m, e, c I h, primio je Bohr RH= 1,03H10 7 m –1. Moderno značenje RH iznosi 10979708 m–1. Dakle, slaganje između Bohrove teorije i eksperimenta je prilično dobro. Razlika u veličini RH objašnjava se netočnošću vrijednosti temeljnih konstanti m, e, c, h, koje je Bohr koristio, kao i potrebu uzimanja u obzir niza korekcija, od kojih je glavna korekcija za gibanje jezgre ( Pogledaj ispod).

Tako je Bohr od samog početka svojom teorijom postigao značajan uspjeh, dajući ne samo kvalitativno, već i kvantitativno objašnjenje linija vodikovog spektra i primjenjujući ideje Plancka i Einsteina o kvantima u teoriji optičkih spektara.

Godine 1914. J. Frank (1882–1964) i G. Hertz (1887–1975) eksperimentalno su potvrdili ispravnost koncepta kvantizacije energetskih razina bombardiranjem atoma živine pare elektronima poznate energije. Mjerili su energiju koju gube elektroni kada se rasprše na atomima žive. Elektroni s energijama ispod određenog praga uopće nisu prenijeli energiju na atome žive; ali, čim se energija elektrona pokazala dovoljnom da pobudi prijelaz atoma žive na najbližu razinu s višom energijom, elektroni su intenzivno prenosili svoju energiju. To je bio uvjerljiv dokaz postojanja kvantiziranih energetskih razina.

Bohrova teorija također je omogućila objašnjenje podrijetla X-zračenja ( x-zrake): ovo zračenje se emitira kao rezultat izbacivanja (elektronom koji bombardira atom) elektrona iz unutarnje orbite atoma: elektroni iz vanjskih ljuski atoma kreću se u prazan prostor. Budući da se energija mijenja mnogo više nego tijekom optičkog prijelaza, pokazalo se da je rendgensko zračenje kraće valne duljine od vidljive svjetlosti i prodornije. Bohrova teorija objasnila je ne samo Balmerove linije uočene u vidljivom dijelu spektra, već i druge nizove linija u ultraljubičastom (Lymanova serija) i infracrvenom (Paschenova serija) područjima koje su detektirane fotografskim metodama.

Iako je masa M Budući da je jezgra vodika (protona) puno veća od mase elektrona koji se kreće po orbiti u atomu, bilo bi netočno pretpostaviti da u ovom "dinamičkom" modelu atoma proton miruje. Kako je istaknuo A. Sommerfeld (1868–1951), zbog zakona očuvanja energije i količine gibanja, jezgra i elektron moraju rotirati u odnosu na zajedničko središte mase istom kutnom brzinom (dok je jezgra smještena mnogo bliže centar mase). Učinak ovog nuklearnog gibanja na energiju elektroničkih stanja može se uzeti u obzir jednostavnom zamjenom mase elektrona m"smanjena masa"

Gdje M je masa jezgre dotičnog atoma. U slučaju vodika, vrijednost m manje m na 1/1837. Međutim, točnost spektroskopskih mjerenja je takva da takva korekcija zamjetno poboljšava slaganje između teorije i eksperimenta.

Spektakularna demonstracija mogućnosti modificirane Bohrove teorije za atom vodika bilo je otkriće "teškog vodika" (deuterija) 2 H. Masa jezgre deuterija gotovo je dvostruko veća od mase protona, a iako je deuterij samo 1 /4500 običnog plinovitog vodika, njegova se prisutnost očituje na fotografijama spektra, snimljenim u visokoj rezoluciji, u obliku vrlo slabih linija, pomaknutih u odnosu na glavne linije zbog razlika u magnitudi m. Nakon što je F. Aston (1977. – 1945.) 1931. otkrio očitu nepodudarnost u atomskoj masi vodika, R. Burge (1887. – 1980.) i D. Menzel pretpostavili su postojanje dviju varijanti vodika s različitim masama izotopa. Godine 1932. G. Urey (1893. – 1981.), J. Murphy i F. Brickwedde (1903. – 1989.) izveli su niz eksperimenata u kojima je spektar vodika fotografiran pomoću konkavne difrakcijske rešetke polumjera 6,4 m otkrio slabe linije deuterija tamo, gdje su bile predviđene (valna duljina odgovara liniji H a, pomaknut je za 179,3 nm), a uzimanjem uzoraka obogaćenih teškim izotopom dobivene su neupitno svijetle linije.

Sommerfeld je dalje razvio Bohrovu teoriju ističući da su kružne orbite samo poseban slučaj te da se Bohrovi postulati mogu uvesti i u slučaju eliptičnih orbita. (Pri kretanju po eliptičnoj orbiti brzina, uz azimutnu, ima i radijalnu komponentu. U ovom slučaju kretanje se odvija u jednoj ravnini, a težište se nalazi u jednom od žarišta.) Dakle, za generalizirani impuls p i nameću se dva kvantizacijska uvjeta povezana s "periodskim koordinatama". q i. (Područje varijacije periodičnih koordinata ponavlja se s određenim periodom; na primjer, kutni položaj elektrona u odnosu na jezgru predstavlja periodičku koordinatu.) Općenito

Dakle, da bi orbita postojala, integral količine gibanja preko koordinate tijekom perioda mora biti jednak cijelom broju Planckovih konstanti. Kada se krećemo duž eliptične orbite, postoje dvije neovisne jednadžbe

Gdje p j– azimutalno, i p r– radijalni impuls. (Radijalni impuls p r jednaka je umnošku mase i radijalne brzine, koja je u slučaju kružne orbite jednaka nuli.) Klasična mehanika gibanja po eliptičnim orbitama, koja vrijedi za opisivanje gibanja planeta, bila je dobro poznata, pa se stoga mogla izravno koristiti u slučaju atomskih orbita. Prema Newtonovoj mehanici, prijelaz s eliptične orbite na kružnu nije popraćen promjenom energije razine, budući da u slučaju elipse energija ovisi samo o velikoj poluosi elipse, koja pak ovisi samo o

Dakle, broj n("glavni kvantni broj") odgovara istoj energiji za određeni skup eliptičnih orbita, uključujući kružnu, za koju n Y = 0.

Mjerenja pri višoj razlučivosti pokazala su postojanje "fine strukture" spektralnih linija (jedna široka "linija" zapravo se sastoji od nekoliko linija). To je djelomično zbog činjenice da je Sommerfeld pokazao da se elektroni gibaju brzinama usporedivim s brzinom svjetlosti i, stoga, treba koristiti Einsteinovu relativističku mehaniku umjesto Newtonove mehanike. Kao rezultat toga, postoji mala razlika u energijama eliptičnih orbita jer brzine variraju s ekscentričnostima. Korekcija se može izraziti u terminima kvantnih brojeva n I n j:

postoji takozvana konstanta fine strukture ili Sommerfeldova konstanta. Postojanje ovih malih korekcija, ovisno o eliptičnosti orbite, značajno povećava broj mogućih prijelaza. Kako bi se uzeo u obzir odsutnost nekih od predviđenih spektralnih linija, bilo je potrebno uvesti "pravila odabira" koja dopuštaju promjene u azimutnom kvantnom broju n j samo za +1 ili -1.

Stoga je Bohrova kvantna teorija, dopunjena preciznijom mehanikom Sommerfeldovog orbitalnog gibanja, uspjela objasniti širok raspon fenomena. Postalo je jasno postojanje niza spektralnih linija vodika, prisutnost njihove fine strukture, karakteristike neelastičnoga raspršenja elektrona u plinovima i izotopski pomak spektralnih linija. Osim toga, bilo je moguće točno izračunati potencijal ionizacije vodika (energija potrebna da se izbaci elektron iz atoma).

Međutim, poteškoće su i dalje ostale. Bohrova teorija dala je dobre rezultate u slučaju atoma s jednim elektronom kao što su vodik, jednostruko ionizirani helij, dvostruko ionizirani litij, a također i npr. natrij (zbog činjenice da atom natrija ima jedan slabo vezan elektron, što u osnovi određuje i spektar i kemijska svojstva natrija), ali je loše opisao obični atom helija s dva elektrona i druge atome s više elektrona. Bohrovi pokušaji da objasni dobro poznate promjene kemijskih i fizikalnih svojstava tijekom prijelaza s atoma na atom također su se pokazali neuspješnima. Konačno, Bohrovi postulati, na primjer, kvantizacija kutne količine gibanja u orbitama elektrona, izgledali su potpuno proizvoljno.

Činjenica je da su u to vrijeme dvije odredbe bile nepoznate, bez kojih je nemoguće razumjeti strukturu složenih atoma - Paulijevo načelo isključenja i postojanje spina elektrona. Ove odredbe, uz stvaranje nove mehanike, nazvane valna ili kvantna mehanika, bile su neophodne za potpuno razumijevanje strukture atoma.

Kvantna mehanika atoma.

Nedostaci Bohrove teorije, utemeljene na klasičnoj mehanici čestica s dodatkom kvantnih postulata, istaknuli su temeljni problem ispravnog opisivanja gibanja elektrona na malim udaljenostima, primjerice, unutar atoma. Na temelju činjenice da svjetlost ima i korpuskularna i valna svojstva (kod nekih pojava, npr. kod fotoelektričnog efekta, ponaša se kao struja čestica, a kod drugih, npr. kod interferencije, kao val), L. de Broglie (1892. –1987.) 1923. iznio je hipotezu da je dualnost val-čestica također karakteristična za materiju. Budući da kvantna teorija pripisuje korpuskularno ponašanje svjetlosnim fotonima tijekom fotoelektričnog efekta, može se pretpostaviti da se elektroni u atomima mogu ponašati poput valova u svojim "orbitama". De Broglie je došao do zaključka da se širenje vala može "povezati" s kretanjem bilo koje vrste čestice ako ga pripišemo čestici s masom m i brzina v valna duljina

l = h/mv.

Eksperimentalna potvrda valnih svojstava čestica bila je pojava difrakcije elektrona koju su 1927. otkrili K. Davisson (1881–1958) i L. Germer (1896–1971). Kutna raspodjela elektrona kada se snop elektrona reflektira od površine kristala može se objasniti samo na temelju valnih koncepata, a uočeno je slaganje s odnosom između valne duljine i brzine koji je postulirao de Broglie.

Razvoj kvantne mehanike W. Heisenberga (1901. – 1976.), E. Schrödingera (1887. – 1961.) i drugih teoretičara u razdoblju nakon hipoteze koju je iznio de Broglie doveo je do razjašnjenja situacije s Bohrovom teorijom. Na primjer, u Bohrovoj teoriji uvjet "stacionarnih stanja"

mv Ch2 pr = nh

bio je u prirodi proizvoljnog zahtjeva. Sada se čini kao zahtjev da cijeli broj de Broglie valnih duljina stane u periodičku orbitu elektrona. Dopuštene su upravo one orbite koje zadovoljavaju ovaj zahtjev.

Prilikom rješavanja Schrödingerove valne jednadžbe za atom vodika prirodno se pojavljuju tri kvantna broja, obično označena simbolima n, l I m l. Ovdje n– cijeli broj koji može poprimiti bilo koju vrijednost veću od 0, što se naziva glavni kvantni broj elektrona. Odgovara broju n, označavajući različite Bohrove orbite. Broj l(orbitalni kvantni broj) također je cijeli broj i može uzeti bilo koju vrijednost od 0 do ( n- 1). Karakterizira orbitalni kutni moment elektrona i usko je povezan s n j u Bohrovom modelu. Iz rješenja valne jednadžbe slijedi da su dopuštene samo vrijednosti orbitalnog kutnog momenta količine gibanja elektrona, jednake:

U konačnici, dobivamo 4 neovisna kvantna broja koji karakteriziraju stanje elektrona u atomu:

n– glavni kvantni broj;

l– orbitalni kvantni broj;

m l– orbitalni magnetski kvantni broj;

m s– spinski magnetski kvantni broj.

Iako kvantna mehanika dopušta, s obzirom na kvantne brojeve, određivanje energije stanja i prostorne distribucije gustoće vjerojatnosti elektrona (zamjenjujući orbite u Bohrovom modelu), potrebne su daljnje pretpostavke za fiksiranje broja elektrona u svakom stanju.

Godine 1925. W. Pauli (1900–1958) formulirao je “načelo zabrane”, koje je odmah razjasnilo mnoge atomske pojave. Predložio je jednostavno pravilo: u svakom pojedinačnom kvantnom stanju može postojati samo jedan elektron. To znači da skup brojeva koji odgovara podacima n, l I m l, ovisi o n. Na primjer, kada n= 1 je jedino moguće l= 0; stoga, m l= 0 i jedina razlika u stanjima je zbog m s= +1/2 i -1/2. Tablica prikazuje mogućnosti koje odgovaraju različitim n. Imajte na umu da u prvoj "ljusci" ( n= 1) postoje 2 elektrona, u sljedećoj ljusci ( n= 2) postoji 8 elektrona koji tvore dvije podljuske, itd. Maksimalan broj elektrona u podljusci je 2(2 l+ 1), a najveći broj podljuski je n. Za svakoga n potpuno ispunjena školjka sadrži 2 n 2 elektrona.

Podudarnost Paulijevog principa s eksperimentom potvrđena je golemim brojem spektroskopskih opažanja, kao i brojnim podacima iz elektronske teorije metala, fizike nuklearnih procesa i niskotemperaturnih pojava. To je jedno od najtemeljnijih objedinjujućih načela fizike, koje otvara put razumijevanju elektronske strukture složenih atoma. Istina, Paulijev princip samo određuje mogućnost popunjavanja raznih elektronskih ljuski, a za provjeru stvarnog popunjavanja pojedinih stanja potrebni su podaci dobiveni iz optičkih i rendgenskih spektara. Ali u atomima do argona sa Z= 18 svaki dodatni elektron jednostavno se dodaje najnižoj od nepopunjenih podljuski. Odstupanja od ovog reda opažaju se kod složenijih atoma, čije se ljuske djelomično preklapaju. Kvantna mehanika objašnjava ovo odstupanje time da se prva popunjavaju stanja s najnižom energijom.

Detaljna analiza elektroničke strukture i distribucije elektrona sa stajališta kvantne mehanike i Paulijevog principa u težim atomima vrlo je složena. Za stanje 1 s (n = 1, l= 0), moguća je samo sferno simetrična raspodjela (a najvjerojatniji položaj elektrona je u središtu atoma). U stanju 2 str (n = 2, l= 1) kutna količina gibanja elektrona više nije nula, pa je stoga najveća gustoća na udaljenosti različitoj od nule od jezgre. Raspodjela gustoće elektrona ovisi o kvantnom broju m l u skladu sa zahtjevom kvantiziranja komponenata kutne količine gibanja duž smjera magnetskog polja.

Periodni sustav elemenata.

Broj elektrona u ljuskama neutralnog atoma, jednak broju protona u njegovoj jezgri, naziva se atomski broj elementa. Periodni sustav elemenata, koji je 1869. godine predložio D.I. Mendeleev (1834. – 1907.), je tablica u kojoj su elementi poredani prema rastućem atomskom broju i raspoređeni po periodima tako da atomi sličnih kemijskih svojstava spadaju u istu skupinu. Na primjer, skupina koja sadrži helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon čini skupinu plemenitih plinova; To su atomi s ispunjenim elektronskim ljuskama, a gotovo je jednako teško ukloniti elektron iz ispunjene ljuske kao i dodati joj dodatni. Osim toga, ovi plinovi su monoatomski; njihove molekule predstavljaju jedan atom.

Kemijska svojstva atoma uvelike su određena njihovim vanjskim elektronima. Jednostavna priroda tablice do argona (čiji je atomski broj Z= 18) je zbog činjenice da kada se doda još jedan elektron do Z= 18 najniža podljuska je sekvencijalno ispunjena. Značajna komplikacija stola nakon Z= 18 objašnjava se kompliciranjem slijeda popunjavanja podljuski. Za slučaj kada postoji veliki broj elektrona ne mogu se dobiti točna rješenja jednadžbi kvantne mehanike, već se koriste približne metode. Jedna aproksimacija je da atom s jednim elektronom izvan svoje potpune ljuske, poput natrija, Z= 11, smatra se "jednoelektronskim" atomom. Doista, Bohrova pojednostavljena teorija (modificirana da uzme u obzir značaj n= 3 za stanje elektrona) daje prilično točne vrijednosti za energiju razina (ali ne i za cijepanje linija).

Daljnje proučavanje strukture atoma.

Danas je elektronska struktura atoma načelno objašnjena, iako se svojstva višeelektronskih atoma mogu samo približno izračunati. Kvantna mehanika objašnjava sva poznata svojstva pojedinačnih atoma. Aktivno se proučava međudjelovanje atoma, osobito u čvrstim tijelima. Članak je posvećen strukturi atomske jezgre.

1. Atom se sastoji od jezgre i elektronske ljuske. Jezgra se sastoji od protona i neutrona, a elektronski omotač od elektrona. Polumjer jezgre približno je 100 000 puta manji od polumjera atoma.

2. Budući da je masa elektrona beznačajna u usporedbi s masama protona i neutrona, može se zanemariti, odnosno masa atoma (tzv. maseni broj) koncentriran je u jezgri:

M at = m p + m n + m e

3. Jezgra je pozitivno nabijena zbog protona.

4. Elektroni su negativno nabijeni i rotiraju se oko jezgre i oko svoje osi u smjeru kazaljke na satu ili suprotno od njega. Kretanje elektrona oko svoje osi naziva se "spin".

5. Broj protona jednak je broju elektrona, pa će atom biti električki neutralan. Atom iz periodnog sustava uvijek je električki neutralan.

6. Broj protona odgovara rednom broju elementa u tablici PSHE (Periodni sustav kemijskih elemenata).

7. Broj neutrona: n n = m at – n p (atomska masa minus broj protona).

Serijski broj

Relativna masa

56 26 Fe (26r + ; 30n 0) 26e -

Kada se promijeni broj protona, nastaje drugačiji kemijski element.

Kemijski element je vrsta atoma s istim brojem protona, tj. s istim nuklearnim nabojem.

Kada se promijeni broj neutrona, element se ne mijenja, ali se mijenja njegova masa i nastaje izotop.

Izotopi- to su varijante atoma određenog kemijskog elementa koje se razlikuju po masi atoma, odnosno atomi s istim brojem protona, ali različitim brojem neutrona.

Na primjer, element vodik ima tri izotopa: protij (1 1 H), deuterij (1 2 H) i tricij (1 3 H). Prva dva postoje u prirodi, tricij se dobiva umjetno. Velika većina kemijskih elemenata ima različit broj prirodnih izotopa s različitim postocima svakog od njih.

Relativna atomska masa elementa, koja je dana u periodnom sustavu, prosječna je vrijednost masenih brojeva prirodnih izotopa danog elementa, uzimajući u obzir postotni sadržaj svakog od tih izotopa. Kemijska svojstva svih izotopa jednog kemijskog elementa su ista. Posljedično, kemijska svojstva elementa ne ovise o atomskoj masi, već o naboju jezgre.

Pri promjeni broja elektrona ne mijenja se element niti njegova masa, ali se mijenja naboj atoma i nastaju ioni.

Ioni- To su nabijene varijante atoma određenog kemijskog elementa koji imaju isti broj protona, ali različit broj elektrona.

Kation izotopa galija

Bohr je sugerirao da elektroni u atomu mogu postojati stabilno samo u orbitama udaljenim od jezgre na strogo određenim udaljenostima. On je ove orbite nazvao stacionarnim. Izvan stacionarnih orbita, elektron ne može postojati. Zašto je to tako, Bohr tada nije mogao objasniti. Ali pokazao je da takav model omogućuje objašnjenje mnogih eksperimentalnih činjenica, na primjer, zašto se tijekom kemijskih reakcija toplina ili oslobađa ili apsorbira - zbog prijelaza elektrona s razine na razinu. Ovaj model strukture atoma naziva se "Bohrov model".

Kvantna mehanika je uvela više moderni model strukture atoma.

Trenutno, prema suvremenim kvantno-mehaničkim konceptima, elektroni imaju svojstva čestice i vala u isto vrijeme, tj. valno-čestični dualitet (elektron je i čestica i val u isto vrijeme) i kada rotiraju formiraju elektronski oblaci raznih oblika.

Kretanje elektrona u atomu.

Prema kvantnoj mehanici, naziva se područje prostora u elektronskom oblaku u kojem je vjerojatnost pronalaska elektrona najveća orbitalni.

Oblici elektronskog oblaka:

F orbitala ima složeniji oblik.

1. s-oblik elektronskog oblaka ( s– “oštar” - oštar, jasan) ( s-orbitalni) – “kuglasti” tip.

2. str oblik elektronskog oblaka ( str– “principal” - glavni) ( str-orbital) – vrsta “volumetrijske simetrične osmice”.

Atom je najmanji kemijski nedjeljivi dio kemijskog elementa koji je nositelj njegovih svojstava. Atom se sastoji od elektrona i atomske jezgre, koja se pak sastoji od nenabijenih neutrona, kao i pozitivno nabijenih protona. Ako je broj elektrona i protona isti, tada je atom električki neutralan. Inače, ima ili negativan ili pozitivan naboj, u kojem slučaju se naziva ion.

Atomi se klasificiraju prema broju neutrona i protona u jezgri: broj neutrona određuje njegovu pripadnost bilo kojem izotopu kemijskog elementa, broj protona - izravno ovom elementu. Atomi različitih vrsta u različitim količinama, koji su povezani određenim međuatomskim vezama, tvore molekule.

Pojam atoma prvi su formulirali starogrčki i staroindijski filozofi. U 17. i 18. stoljeću kemičari su uspjeli potvrditi ovu hipotezu da se neke od tvari ne mogu naknadno rastaviti na manje elemente pomoću posebnih kemijskih metoda, eksperimentalno. No krajem 19. i početkom 20. stoljeća fizičari su otkrili subatomske čestice, nakon čega je postalo jasno da atom zapravo nije “nedjeljiva čestica”. Godine 1860. u njemačkom gradu Karlsruheu održan je međunarodni kongres kemičara na kojem je donesen niz odluka o definiranju pojmova atoma i molekule. Kao rezultat toga, atom je najmanja čestica kemijskog elementa, koja je dio složenih i jednostavnih tvari.

Atom modeli

Thomsonov model atoma. Predložio je razmatranje atoma kao pozitivno nabijenog tijela koje sadrži elektrone. Tu je hipotezu konačno opovrgao slavni znanstvenik Rutherford nakon što je proveo svoj poznati eksperiment u kojem je raspršio alfa čestice.

Komadići materije. Drevni grčki znanstvenik Demokrit vjerovao je da se svojstva tvari mogu odrediti njezinom masom, oblikom i sličnim karakteristikama atoma od kojih se sastoji. Na primjer, vatra ima oštre atome, uslijed kojih se može spaliti, au čvrstim tijelima oni su hrapavi, zbog čega čvrsto prianjaju jedan uz drugi, u vodi su glatki, pa stoga može teći. Demokrti je također vjerovao da se ljudska duša sastoji od atoma.

Nagaokin rani planetarni model atoma. Fizičar iz Japana Hantaro Nagaoka 1904. predložio je takav model atoma, koji je izgrađen u izravnoj analogiji sa Saturnom. U ovom modelu, elektroni su rotirali u orbitama oko male pozitivne jezgre i kombinirani su u prstenove. Ali ovaj model je bio pogrešan.

Bohr-Rutherfordov planetarni model atoma. Ernest Rutherford proveo je nekoliko eksperimenata 1911. godine, nakon kojih je došao do zaključka da je atom neka vrsta planetarnog sustava, gdje se elektroni kreću u orbitama oko teške, pozitivno nabijene jezgre, koja se nalazi u središtu atoma. Ali takav je opis proturječio klasičnoj elektrodinamici. Prema potonjem, elektron, dok se kreće centripetalnim ubrzanjem, mora emitirati neke elektromagnetske valove, zbog čega gubi nešto energije. Njegovi proračuni su pokazali da je vrijeme potrebno da elektron padne na jezgru u takvom atomu apsolutno zanemarivo.

Da bi objasnio stabilnost atoma, Niels Bohr je morao uvesti niz posebnih postavki, koje su se svodile na činjenicu da elektron atoma, kada se nalazi u određenim energetskim stanjima, ne emitira energiju (“Bohr-Rutherford” model atoma”). Bohrovi postulati pokazali su da je klasična mehanika neprimjenjiva za opisivanje svojstava atoma i njegovu definiciju. Naknadno proučavanje atomskog zračenja dovelo je do stvaranja takve grane fizike kao što je kvantna mehanika, što je omogućilo objašnjenje ogromnog broja promatranih činjenica.

Kvantno mehanički model atoma

Moderni atomski model je razvoj planetarnog modela. Jezgra atoma sadrži nenabijene neutrone i pozitivno nabijene protone, a okružena je elektronima koji imaju negativan naboj. Ali koncepti kvantne mehanike ne omogućuju tvrdnju da se elektroni kreću oko jezgre duž bilo koje određene putanje.
Kemijska svojstva atoma opisana su kvantnom mehanikom i određena konfiguracijom njihove elektronske ljuske. Položaj atoma u Mendeljejevom sustavu periodičnih kemijskih elemenata određuje se na temelju električnog naboja njegove jezgre, tj. broj protona, a broj neutrona nema temeljni utjecaj na kemijska svojstva. Glavnina atoma je koncentrirana u jezgri. Masa atoma mjeri se posebnim jedinicama atomske mase jednakim.

Svojstva atoma

Bilo koja dva atoma koja imaju isti broj protona pripadaju istom kemijskom elementu. Atomi s istim brojem protona, ali različitim brojem neutrona nazivaju se izotopi tog elementa. Na primjer, atom vodika sadrži jedan proton, ali postoje izotopi koji ne sadrže neutrone ili jedan neutron (deuterij) ili dva neutrona (tricij). Počevši od atoma vodika, koji ima jedan proton, pa do atoma ununokcija, koji sadrži 118 protona, kemijski elementi tvore kontinuirani prirodni niz prema broju protona u jezgri. Radioaktivni izotopi elemenata počinju s 83. brojem periodnog sustava.

Masa mirovanja atoma izražava se u jedinicama atomske mase (daltonima). Masa atoma približno je jednaka umnošku jedinice atomske mase i masenog broja. Najteži izotop je olovo-208, čija je masa 207,976 a. jesti.
Vanjska elektronska ljuska atomske ljuske, ako nije potpuno ispunjena, naziva se valentna ljuska, a njeni elektroni valentni elektroni.

Kemija je znanost o tvarima i njihovim međusobnim pretvaranjima.

Supstance su kemijski čiste tvari

Kemijski čista tvar je skup molekula koje imaju isti kvalitativni i kvantitativni sastav te istu strukturu.

CH 3 -O-CH 3 -

CH3-CH2-OH

Molekula – najmanje čestice tvari koje imaju sva njezina kemijska svojstva; molekula se sastoji od atoma.

Atom je kemijski nedjeljiva čestica iz koje nastaju molekule. (za plemenite plinove molekula i atom su isti, He, Ar)

Atom je električki neutralna čestica koja se sastoji od pozitivno nabijene jezgre oko koje su negativno nabijeni elektroni raspoređeni prema svojim strogo određenim zakonima. Štoviše, ukupni naboj elektrona jednak je naboju jezgre.

Jezgra atoma sastoji se od pozitivno nabijenih protona (p) i neutrona (n) koji nemaju nikakav naboj. Zajednički naziv za neutrone i protone je nukleon. Masa protona i neutrona gotovo je ista.

Elektroni (e -) nose negativan naboj jednak naboju protona. Masa e je približno 0,05% mase protona i neutrona. Dakle, cjelokupna masa atoma koncentrirana je u njegovoj jezgri.

Broj p u atomu, jednak naboju jezgre, naziva se rednim brojem (Z), budući da je atom električki neutralan; broj e jednak je broju p.

Maseni broj (A) atoma je zbroj protona i neutrona u jezgri. Prema tome, broj neutrona u atomu jednak je razlici između A i Z (maseni broj atoma i atomski broj (N=A-Z).

17 35 Cl r=17, N=18, Z=17. 17r + , 18n 0 , 17e - .

Nukleoni

Kemijska svojstva atoma određena su njihovom elektronskom strukturom (broj elektrona), koja je jednaka atomskom broju (nuklearni naboj). Stoga se svi atomi s istim nuklearnim nabojem kemijski ponašaju na isti način i računaju se kao atomi istog kemijskog elementa.

Kemijski element skup je atoma s istim nuklearnim nabojem. (110 kemijskih elemenata).

Atomi, koji imaju isti nuklearni naboj, mogu se razlikovati u masenom broju, što je povezano s različitim brojem neutrona u njihovim jezgrama.

Atomi koji imaju isti Z, ali različite masene brojeve nazivaju se izotopi.

17 35 Cl 17 37 Cl

Izotopi vodika H:

Oznaka: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Naziv: protij deuterij tricij

Sastav jezgre: 1r 1r+1n 1r+2n

Procij i deuterij su stabilni

Tricij se raspada (radioaktivan) Koristi se u hidrogenskim bombama.

Jedinica atomske mase. Avogadrov broj. Mol.

Mase atoma i molekula su vrlo male (otprilike 10 -28 do 10 -24 g); da bi se te mase praktično prikazale, preporučljivo je uvesti vlastitu mjernu jedinicu, što bi dovelo do prikladne i poznate ljestvice.

Budući da je masa atoma koncentrirana u njegovoj jezgri, koja se sastoji od protona i neutrona gotovo jednake mase, logično je uzeti masu jednog nukleona kao jedinicu atomske mase.

Dogovorili smo se da za jedinicu mase atoma i molekula uzmemo jednu dvanaestinu izotopa ugljika koji ima simetričnu strukturu jezgre (6p+6n). Ova jedinica se naziva jedinica atomske mase (amu), brojčano je jednaka masi jednog nukleona. U ovoj ljestvici mase atoma su blizu cjelobrojnih vrijednosti: He-4; Al-27; Ra-226 a.u.m……

Izračunajmo masu 1 amu u gramima.

1/12 (12 C) = =1,66*10 -24 g/a.u.m

Izračunajmo koliko amua sadrži 1g.

N A = 6,02 *-Avogadrov broj

Dobiveni omjer naziva se Avogadrov broj i pokazuje koliko amua sadrži 1g.

Atomske mase date u periodnom sustavu izražene su u amu

Molekulska masa je masa molekule, izražena u amu, a nalazi se kao zbroj masa svih atoma koji tvore danu molekulu.

m(1 molekula H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Da bi se prešlo s amu na 1 g, koji se praktično koristi u kemiji, uveden je porcijski izračun količine tvari, pri čemu svaki porcija sadrži broj N A strukturnih jedinica (atoma, molekula, iona, elektrona). U ovom slučaju, masa takvog dijela, nazvanog 1 mol, izražena u gramima, brojčano je jednaka atomskoj ili molekularnoj masi izraženoj u amu.

Nađimo masu 1 mol H 2 SO 4:

M(1 mol H2SO4)=

98a.u.m*1,66**6,02*=

Kao što vidite, molekularna i molarna masa su brojčano jednake.

1 mol– količina tvari koja sadrži Avogadro broj strukturnih jedinica (atoma, molekula, iona).

Molekulska težina (M)- masa 1 mola tvari, izražena u gramima.

Količina tvari - V (mol); masa tvari m(g); molarna masa M(g/mol) - povezana odnosom: V=;

2H20+022H20

2 mola 1 mol

2.Osnovni zakoni kemije

Zakon stalnosti sastava tvari - kemijski čista tvar, bez obzira na način dobivanja, uvijek ima stalan kvalitativni i kvantitativni sastav.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Tvari stalnog sastava nazivaju se daltoniti. Iznimno su poznate tvari nepromijenjenog sastava - bertoliti (oksidi, karbidi, nitridi)

Zakon održanja mase (Lomonosov) - masa tvari koje stupaju u reakciju uvijek je jednaka masi produkata reakcije. Iz toga slijedi da atomi ne nestaju tijekom reakcije i ne nastaju, oni prelaze iz jedne tvari u drugu. To je osnova za odabir koeficijenata u jednadžbi kemijske reakcije; broj atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani jednadžbe mora biti jednak.

Zakon ekvivalenata - u kemijskim reakcijama tvari reagiraju i nastaju u količinama jednakim ekvivalentu (Koliko se ekvivalenata jedne tvari potroši, točno toliko ekvivalenata se potroši ili nastane od druge tvari).

Ekvivalent je količina tvari koja tijekom reakcije dodaje, zamjenjuje ili oslobađa jedan mol H atoma (iona). Ekvivalentna masa izražena u gramima naziva se ekvivalentna masa (E).

Plinski zakoni

Daltonov zakon – ukupni tlak plinske smjese jednak je zbroju parcijalnih tlakova svih komponenata plinske smjese.

Avogadrov zakon: Jednaki volumeni različitih plinova pod istim uvjetima sadrže jednak broj molekula.

Posljedica: jedan mol bilo kojeg plina pod normalnim uvjetima (t=0 stupnjeva ili 273K i P=1 atmosfera ili 101255 Pascal ili 760 mm Hg. Col.) zauzima V=22,4 litre.

V koji zauzima jedan mol plina nazivamo molarni volumen Vm.

Poznavajući volumen plina (plinske smjese) i Vm u danim uvjetima, lako je izračunati količinu plina (plinske smjese) =V/Vm.

Mendelejev-Clapeyronova jednadžba povezuje količinu plina s uvjetima u kojima se nalazi. pV=(m/M)*RT= *RT

Kada se koristi ova jednadžba, sve fizikalne veličine moraju biti izražene u SI: p-tlak plina (paskali), V-volumen plina (litre), m-masa plina (kg), M-molarna masa (kg/mol), T- temperatura na apsolutnoj ljestvici (K), Nu-količina plina (mol), R-plinska konstanta = 8,31 J/(mol*K).

D - relativna gustoća jednog plina u usporedbi s drugim - omjer M plina prema M plinu, odabran kao standard, pokazuje koliko je puta jedan plin teži od drugog D = M1 / ​​​​M2.

Metode izražavanja sastava smjese tvari.

Maseni udio W - omjer mase tvari prema masi cjelokupne smjese W=((m smjesa)/(m otopina))*100%

Molni udio æ je omjer broja tvari prema ukupnom broju svih tvari. u smjesi.

Većina kemijskih elemenata u prirodi prisutna je kao mješavina različitih izotopa; Poznavajući izotopski sastav kemijskog elementa, izražen u molnim udjelima, izračunava se ponderirana prosječna vrijednost atomske mase ovog elementa, koja se pretvara u ISHE. A= Σ (æi*Ai)= æ1*A1+ æ2*A2+…+ æn*An, gdje je æi molski udio i-tog izotopa, Ai je atomska masa i-tog izotopa.

Volumni udio (φ) je omjer Vi prema volumenu cijele smjese. φi=Vi/VΣ

Poznavajući volumetrijski sastav plinske smjese izračunava se Mav plinske smjese. Msr= Σ (φi*Mi)= φ1*M1+ φ2*M2+…+ φn*Mn