Електронна будова атома
Ми знаємо, що частка, яка є носієм елементарного електричного заряду – це електрон. Передача електронів тілами і обумовлює існування і передачу електричного заряду.
При цьому електрон заряджений негативно. Звідки ж тоді береться позитивний заряд? Ще ми знаємо, що електрони входять до складу атомів. Однак, далеко не всі атоми мають негативний заряд. Що компенсує негативний заряд електронів в атомі? І якщо електрон, що входить до складу атома так легко переміщується, як тоді може залишатися в стійкості атом, а відповідно і речовина? На ці та інші питання дається відповідь на уроках за будовою атома у восьмому класі в курсі фізики. Зараз ми їх розберемо.
Електронна модель будови атома
Отже, модель електронної будови атома така: в центрі атома розташоване позитивно заряджене ядро, навколо якого рухаються негативно заряджені електрони. Кількість електронів в атомах різних речовин розрізняється. В атомі водню один електрон, в атомі кисню – вісім, в атомі заліза – двадцять шість.
Але головне в атомі – це зовсім не кількість електронів. В атомі головне – це склад ядра. Електрони можуть залишати атом, і тоді він набуває позитивний заряд за рахунок позитивного заряду ядра. Але властивості речовини при цьому не змінюються. А от якщо змінити склад ядра, то це буде вже інша речовина з іншими властивостями. Зробити це дуже складно, проте можливо.
Ядро атома складається з позитивно заряджених частинок. Частинки називаються протонами. У стані спокою кількість протонів і електронів одно, таким чином атом має нульовий заряд. Маса кожного протона в 1840 разів більше маси будь-якого електрона. Маса ядра – це близько 99 % маси всього атома.
А ось заряд протона дорівнює за модулем заряду одного електрона. Досліди показали, що ядро складається не тільки з протонів. У його склад входять ще частинки, що не мають заряду і практично рівні за масою протонам. Ці частинки назвали нейтронами. Різниця у складі атома на один протон або нейтрон надає атому зовсім інші властивості. Це вже різні речовини.
Атом може без жодного збитку втрачати електрони, і тоді його заряд стає позитивним. Такий атом називають позитивно зарядженим іоном. Атом може також і здобувати додаткові електрони. У такому випадку атом отримує негативний заряд, і його називають негативним іоном. Треба ще сказати, що змінюватися може тільки заряд атома в ту чи іншу сторону. Заряд кожного окремого електрона або протона – величина постійна, і змінюватися не може ні за яких умов.
Важливо розуміти, що мова йде саме про моделі. Реальні атоми, звичайно, більш складні і ми поки знаємо про них далеко не всі. Однак сучасна теоретична модель електронної будови атома дозволяє успішно пояснити і навіть передбачити багато властивості хімічних елементів, тому широко використовується в природничих науках. Як вже розповідалося в цій главі, датський фізик Н. Бор в 1913 році запропонував модель атома, в якій електрони – частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так само, як планети обертаються навколо Сонця. Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на строго певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарних орбіт електрон існувати не може. Чому це так, Бор в той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель дозволяє пояснити багато експериментальні факти (детальніше про це розповідається в параграфі 2.7).
Електронні орбіти в моделі Бору позначаються цілими числами 1, 2, 3,… n, починаючи від найближчої до ядра. Надалі ми будемо називати такі орбіти рівнями. Для опису електронної будови атома водню досить одних тільки рівнів. Але в більш складних атомах, як з’ясувалося, рівні складаються з близьких по енергії підрівнів. Наприклад, 2 – й рівень складається з двох підрівнів (2s і 2p). Третій рівень складається з 3- х підрівнів (3s, 3p і 3d), як показано на рис. 2-6. Четвертий рівень (він не помістився на малюнку) складається з підрівнів 4s, 4p, 4d, 4f. У параграфі 2.7 ми розповімо, звідки взялися саме такі назви підрівнів і про фізичних дослідах, які дозволили “побачити” електронні рівні і підрівні в атомах. В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів в його ядрі, тому атом в цілому електронейтрален. Електрони в атомі заселяють найближчі до ядра рівні і підрівні, тому що в цьому випадку їх енергія менше, ніж якби вони заселяли більш віддалені рівні. На кожному рівні і підрівні може поміщатися тільки певна кількість електронів.
Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей (на рис. 2-6 вони не показані). Образно кажучи, якщо електронне хмара атома порівняти з містом або вулицею, де ” живуть” всі електрони даного атома, то рівень можна порівняти з будинком, підрівень – з квартирою, а орбіталь – з кімнатою для електронів. Всі орбіталі якогось підрівня мають однакову енергію. На s – підрівні всього одна ” кімната” – орбіталь. На p – підрівні 3 орбіталі, на d – підрівні 5, а на f – підрівні – цілих 7 орбіталей. У кожній ” кімнаті” – орбіталі можуть “жити” один або два електрони. Заборона електронам перебувати більше ніж по двоє на одній орбіталі називають забороною Паулі – на ім’я вченого, який з’ясував цю важливу особливість будови атома. Кожен електрон в атомі має свою “адресу “, який записується набором чотирьох чисел, які називаються ” квантовими “. Про квантових числах буде детально розказано в параграфі 2.7. Тут ми згадаємо лише про головне квантовому числі n (див. рис. 2-6), яке в ” адресі ” електрона вказує номер рівня, на якому цей електрон існує.
У 20-ті роки минулого століття на зміну моделі Бора прийшла хвильова модель електронної оболонки атома, яку запропонував австрійський фізик Е. Шредінгер. До цього часу було експериментально встановлено, що електрон має властивості не тільки частинки, але і хвилі. Наприклад, видимий нашими очима світло являє собою електромагнітні хвилі. Ряд властивостей таких хвиль є і у електрона. Шредінгер застосував до електрону – хвилі математичні рівняння, що описують рух хвилі в тривимірному просторі. Однак за допомогою цих рівнянь розраховувати не траєкторія руху електрона всередині атома, а ймовірність знайти електрон – хвилю в тій чи іншій точці простору навколо ядра.
Спільне в хвильової моделі Шредінгера і планетарної моделі Бора в тому, що електрони в атомі існують на певних рівнях, підрівнях і орбиталях. В іншому ці моделі не схожі один на одного. У хвильової моделі орбіталь – це простір біля ядра, в якому можна виявити заселитися її електрон з імовірністю 95 %. За межами цього простору ймовірність зустріти такий електрон менше 5%.
** Чому взагалі довелося вводити таке поняття, як вірогідність знаходження електрона в тій чи іншій точці простору біля ядра? Німецький фізик Гейзенберг у 1927 році сформулював принцип невизначеності, що є одним з найважливіших фізичних принципів для опису руху мікрочастинок. Цей принцип випливає з фундаментального відмінності мікрочастинок від звичайних фізичних тіл. У чому ж ця відмінність?
У класичній механіці передбачається, що людина може спостерігати явище, не порушуючи його природного ходу. Наприклад, можна спостерігати рух небесних тіл в телескоп, і це ніяк не відіб’ється на їх русі. Астроном може провести вимірювання і скласти точний математичний опис руху об’єкта. Використовуючи отримані формули, можна передбачити, куди рухається даний об’єкт і де він буде перебувати в будь-який момент часу.
У мікросвіті справа йде інакше. Наприклад, досліджуючи рух електрона за допомогою мікроскопа (якби таке було можливо), ми б спостерігали відбиті від електрона хвилі світла, енергія яких за величиною порівнянна з енергією самих досліджуваних частинок. Тому при виконанні вимірювань нами неминуче вносилися б зміни в стан електрона (місце розташування, швидкість, напрямок руху і т. д.). Значить, на підставі наших вимірювань безглуздо говорити про точне місцезнаходження електрона в кожен момент часу.
Принцип невизначеності говорить про те, що не слід намагатися обчислити точну траєкторію електрона навколо ядра. Можна лише вказати ймовірність знаходження електрона в тому чи іншому ділянці простору біля ядра в будь-який момент часу. Ця ймовірність піддається обчисленню за допомогою математичних методів.
Отже, в хвильової моделі існують орбіталі різних видів: s – орбіталі (сферичної форми), p – орбіталі (схожі на веретено або на об’ємні вісімки), а також d – і f – орбіталі ще більш складної форми. Вони окреслюють область 95 % – вої ймовірності знайти s -, p -, d – або f – електрони саме в тому місці електронної хмари, яке обмежене цими фігурами. Області ймовірності знаходження s, p, d, f – електронів в атомі можуть перетинатися – пояснення цьому ви знайдете в § 2.7. Втім, до незвичайних властивостях хвильової моделі слід ставитися спокійно, оскільки вона є не стільки фізичної, скільки абстрактної математичної моделлю електронної оболонки. Однак, як ми побачимо надалі, така модель має гарну предсказательной силою щодо хімічних властивостей атомів і молекул.
У всіх моделях атома електрони називають s -, p -, d – і f – електронами в залежності від підрівня, на якому вони знаходяться. Елементи, у яких зовнішні (тобто найбільш віддалені від ядра) електрони займають тільки s – підрівень, прийнято називати s – елементами. Точно так само існують p – елементи, d – елементи і f – елементи.
** Чим вище (тобто чим далі від ядра) знаходиться електронний рівень, тим більше на ньому може розміститися електронів за рахунок того, що число підрівнів і орбіталей на віддалених рівнях постійно збільшується (це вдалося з’ясувати експериментально – див параграф 2.7). Можна порахувати, що на n – му рівні поміщається в сумі n2 різних орбіталей, а електронів – удвічі більше: 2n2, тому що будь орбіталь здатна вміщати не більше двох електронів.
(2 votes, average: 5.00 out of 5)