Будова атома

МОСКОВСЬКИЙ ДЕРЖАВНИЙ ІНСТИТУТ МІЖНАРОДНИХ ВІДНОСИН (УНИВЕРСИТЕТ).

МЗС РФ.

РЕФЕРАТ на тему.

«БУДОВА АТОМА І АТОМНОГО ЯДРА».

студента 12-ой ак. групи 2-ого курсу фак-та МІ Козловського А.А.

Науковий керівник: проф. Иванов;

Шиц А.К.

Москва — 1997.

1. Зародження теорії будівлі речовини 2.

2. Атомістична теорія Дальтона 4.

3. Катодні промені і электроны.

4. Ядерна модель будівлі атомів 9.

5. Склад атомних ядер

6. Изотопы.

7. Електронні оболонки атомів. Теорія Бору 17.

8. Квантова (хвильова) механіка. Характеристика поведінки електронів в атомах 22.

Список використаної літератури 25.

1. Зародження теорії будівлі вещества.

Атомістична теорія — сучасна теорія будівлі речовини — зародилася ще Стародавню Грецію. Давньогрецькі мислителі цікавилися здавалося б духовним питанням: чи можна ділити речовина нескінченно попри всі менші і менші частини, або ж воно складається з деяких неподільних частинок, які чинять спротив подальшому діленню? Основне напрям думки давньогрецьких філософів, які йшли поглядам Платона або Ньютона, грунтувалося виставі безперервністю матерії. Утім, деякі давньогрецькі філософи, особливо Демокріт, не погоджувалися б із такий точкою зору вважали, що матерія складається з дрібних неподільних частинок, які Демокріт називав атомами, як і отже «неподільні». Атомистические уявлення лежали й у основі природною філософії римського поета і філософа Лукреція, жив першому столітті до нашої ери. Їм було написано знаменита поема «Про природу речей», де він докладно розвивав атомистические погляди на природу материи.

Навіть якщо взяти було б доведено, що матерія має атомне будова, виник б питання, чим відрізняються один від друга атоми різних речовин. Лукреций вважав, що з атомів і речовин, мають гіркий смак, лежить на поверхні є зазубринки, які дряпають мову, тоді як атоми речовин з чимось приємним смаком повинен мати гладку поверхню. Атомистические ставлення до природі речовин набагато просунулися вперед за наступні 18 століть, які з часів Лукреція. Наукова думку у Європі багато сторіч перебувала під впливом філософських ідей Платона або Ньютона, які поділяли атомистических поглядів на природу матерії. І хоча про атомистических уявленнях раз у раз згадували, за часів прибічники будь-який конкретної теорії будівлі матерії шукали своїх поглядів головним чином інтуїції. Але й нинішнього довгого періоду повільно, з перервами, йшла експериментальна робота. Часто нею рухали помилкові погляди: наприклад, алхіміки вважали, що прості метали, на кшталт свинцю, можна перетворити на дорогоцінні метали. Проте накопичувалися дані про те, як хімічних речовини реагують друг з іншому, і розроблялися більш кількісні методи вивчення хімічних реакцій. Це підготувало грунт нових, більш змістовних формулювань у межах атомістичної теории.

2. Атомістична теорія Дальтона.

Джон Дальтон (1766 — 1844) більшу частину свого життя викладав у школі, і коледжі в Манчестері. Можливо, що сама Дальтон ні хіміком, він підійшов до проблем з інших позицій, ніж хіміки його часу. Його атомістична теорія, опублікована у період 1803−1807 рр., міцно виходила з експериментальних спостереженнях. Вона опинилася настільки успішної, що відтоді посіла панування у науці й майже зажадала подальшого пересмотра.

Основні постулати теорії Дальтона полягали у следующем:

1. Кожен елемент складається з надзвичайно дрібних частинок, званих атомами.

2. Усі атоми одного елемента одинаковы.

3. Атоми різних елементів мають різними властивостями, зокрема мають різні массы.

4. Атоми одного елемента не перетворюються на атоми інші елементи внаслідок хімічних реакцій; атоми не створюються та не руйнуються в хімічних реакциях.

5. Сполуки утворюються у результаті комбінації атомів двох або кількох элементов.

6. У цьому поєднанні відносні кількості атомів різних сортів та сорти цих атомів завжди постоянны.

Теорія Дальтона дозволяє подумки намалювати картину будівлі матерії. Ми розуміємо елемент що складається з дрібних частинок, званих атомами. Атоми основні структурними одиницями матерії, це частинки елемента, які можуть опинитися з'єднуватися з іншими елементами. Сполуки складаються з атомів двох або кількох елементів, їхнім виокремленням певні поєднання друг з другом.

3. Катодні промені і электроны.

Не варто ХІХ століття в хімії панувало метафізичне переконання, що атом є найменша частка простого речовини, остання межа подільності матерії. Дальтон та її сучасники розглядали атом як неподільний об'єкт. Вважалося, що з всіх хімічних перетвореннях руйнуються і знову створюються лише молекули, атоми ж залишаються незмінними не можуть дробитися більш дрібні части.

Але ці припущення тоді ще були підтверджені певними експериментальними даними. Лише наприкінці ХІХ століття було зроблено відкриття, показали складність будівлі атома і можливість перетворення при відомих умовах одних атомів до інших. За підсумками цих відкриттів початок швидко розвиватися вчення про будову атома.

Перші свідчення про складну структуру атомів отримано щодо катодних (походять із негативно зарядженого електрода, чи катода) променів, які виникають за електричному розряді дуже розріджених газах. Для спостереження цих променів з скляній трубки, у якому упаяні два металевих електрода, викачується наскільки можна все повітря і далі пропускається крізь нього струм високої напруги (порядку 1000 вольт). При такі умови від катода трубки перпендикулярно для її поверхні поширюються «невидимі «катодні промені, викликають яскраве зелене світіння там, куди він потрапляє. Катодні промені мають здатністю спонукати з їхньої шляху легко рухливі тіла, і відхиляються від початкового шляху до магнітному і електричному полі (у тому убік позитивно зарядженої пластини). Дія катодних променів можна знайти лише усередині трубки, оскільки скло їм непроникно. Вивчення властивостей катодних променів призвело до висновку, що вони є потік дрібних частинок, несучих негативний електричний заряд і летять зі швидкістю, сягаючої половини швидкості света.

Особливо чудово, що маса частинок й розмір їх заряду не залежить ні від природи газу, що залишається у трубці, ні від речовини, з якого зроблено електроди, ні від інших умов досвіду. З іншого боку, катодні частки відомі лише у зарядженому стані людини і неможливо знайти позбавлені своїх зарядів, неможливо знайти перетворилися на электронейтральные частки: електричний заряд становить сутність їх природи. Ці частки дістали назву електронів. За сучасними поглядам, заряд електрона — це найменший електричний заряд, найменше у електрики, яке тільки може існувати. У катодних трубках електрони відокремлюються від катода під впливом електричного заряду, але де вони можуть бути і «поза будь-якого зв’язку з електричним зарядом. Приміром, все метали випускають електрони при накаливании; у полум'ї пальники також присутні електрони; багато речовини викидають електрони при висвітленні ультрафіолетовими, рентгенівськими чи променями світла (фотоефект). Виділення електронів найрізноманітнішими речовинами зазначає, що ці частки входять до складу всіх атомів, отже, атоми є складними утвореннями, побудованими з дрібніших структурних единиц.

У 1897 року англійської фізику Дж. Дж. Томпсону (1856−1940) вдалося виміряти ставлення електричного заряду електрона для її масі, яке дорівнювала 1,76*10 Кл/г.

У 1909 року Роберт Милликен з Чиказького університету визначив заряд електрона: 1,60*10 Кл. Підставивши це значення в знайдене Томсоном ставлення заряду електрона для її масі, можна було обчислити масу електрона: 1,60*10 Кл/1,76*10 Кл/г = 9,11*10 г.

4. Ядерна модель будівлі атома.

Вивчення будівлі атома практично почалося 1897−1898 рр., після того якою була остаточно встановлено природа катодних променів як потоку електронів і було визначено розмір заряду і безліч електрона. Факт виділення електронів найрізноманітнішими речовинами призводив би до висновку, що електрони входять до складу всіх атомів. Але атом загалом електрично нейтральний, отже, він повинен містити у собі ще іншу складову частина, заряджену позитивно, причому її заряд повинен врівноважувати суму негативних зарядів электронов.

Ця позитивно заряджена частина атома відкрили 1911 р. Ернестом Резерфордом (1871−1937). Резерфорд запропонував таку схему будівлі атома. У центрі атома перебуває позитивно заряджене ядро, навколо якого з різним орбітам обертаються електрони. Квазінаціональне середовище за її обертанні відцентрова сила врівноважується притяганням між ядром і електронами, унаслідок чого вони на певних відстанях від ядра. Сумарний негативний заряд електронів чисельно дорівнює позитивному заряду ядра, отже атом загалом электронейтрален. Оскільки маса електронів мізерно мала, то майже всю масу атома зосереджена його ядрі. Навпаки, розмір ядер надзвичайно малий навіть порівняно з розміром самих атомів: діаметр атома — величина порядку 10 див, а діаметр ядра — порядку 10 — 10 див. Отже, що у частку ядра і електронів, кількість яких, як побачимо далі, порівняно невелика, припадає лише незначна частина всього простору, зайнятого атомної системою. [pic].

5. Склад атомних ядер

Отже, відкриття Резерфорда стали початком ядерної теорії атома. Після Резерфорда фізики дізналися ще багато подробиці про будову атомного ядра.

Найлегше атомом є атом водню (М). Оскільки майже вся маса атома зосереджена ядрі, природно було припустити, що ядро атома водню є елементарну частку позитивного електрики, що була названа протоном від грецького слова «протос», що означає «перший». Отже, протон наділена безліччю, практично рівної масі атома водню (точно 1,728 вуглецевих одиниць) і електричним зарядом, рівним +1 (якщо на одиницю негативного електрики прийняти заряд електрона, рівний -1,602*10 Кл). Атоми інших, важчих елементів містять ядра, які мають великим зарядом й вочевидь, більшої массой.

Виміри заряду ядер атомів показали, що заряд ядра атома в зазначених умовних одиницях чисельно дорівнює атомному, чи порядковому, номера елемента. Проте не можна було допустити, оскільки останні, будучи однойменно зарядженими, неминуче відштовхувалися одна від одного й, отже, такі ядра були б нестійкими. До того ж маса атомних ядер виявилася більше сумарною маси протонів, які обумовлюють заряд ядер атомів відповідних елементів, вдвічі і более.

Тоді було зроблено припущення, що ядра атомів містять протони в числі, перевищує атомний номер елемента, а створюваний в такий спосіб надлишковий позитивного заряду ядра компенсується входять до складу ядра електронами. Ці електрони, очевидно, повинні утримувати ядрі взаємно отталкивающиеся протони. Але це припущення довелося відкинути, так як не можна було допустити спільне існування у компактному ядрі важких (протонів) і легень (електронів) частиц.

1932;го р. Дж. Чедвік відкрив елементарну частку, не що має електричним зарядом, у зв’язку з ніж була названа нейтроном (від латинського слова neuter, що означає «ні той, ні другий»). Нейтрон наділена безліччю, трохи перевищує масу протона (точно 1,8 665 вуглецевих одиниць). Після цього відкриттям Д. Д. Іваненко, Є. М. Гапон і У. Гейзенберг, незалежно друг від друга, запропонували теорію складу атомних ядер, що стала общепринятой.

Відповідно до цієї теорії, ядра атомів всіх елементів (крім водню) складаються з протонів і нейтронів. Кількість протонів в ядрі визначає значення його позитивного заряду, а сумарна кількість протонів і нейтронів — значення його маси. Ядерні частки — протони і нейтрони — об'єднуються під загальним назвою нуклони (від латинського слова nucleus, що означає «ядро»). Отже, число протонів в ядрі відповідає атомному номера елемента, а загальна кількість нуклонів, оскільки маса атома переважно зосереджена ядрі, — його масовому числу, тобто. округленої до цілого числа його атомної масі А. Тоді число нейтронів, а ядрі N то, можливо знайдено по різниці між масовим числом і атомним номером:

N = A — Z.

Отже, протонно-нейтронная теорія дозволила дозволити виниклі раніше протиріччя уявленнях склад атомних ядер і його в зв’язку зі порядковим номером і атомної массой.

6. Изотопы.

Протонно-нейтронная теорія дозволила вирішити ще одне протиріччя, що виник для формування теорії атома. Якщо визнати, що ядра атомів елементів складаються з певної кількості нуклонів, то атомні маси всіх елементів повинні виражатися цілими числами. Багатьом елементів ця справді так, а незначні відхилення аж від чисел можна пояснити недостатньою точністю виміру. Проте в деяких елементів значення атомних мас так відхилялися аж від чисел, що то це вже не можна пояснити неточністю вимірювання, і іншими випадковими причинами. Наприклад, атомна маса хлору (CL) дорівнює 35,45. Встановлено, що приблизно три чверті що у природі атомів хлору мають безліч 35, тоді як чверть — 37. Отже, що у природі елементи складаються з суміші атомів, мають різні маси, але, очевидно, однакові хімічні властивості, т. е. існують різновиду атомів одного елемента з різними й притому целочисленными масами. Ф. Астону вдалося розділити такі суміші на складові, які були ізотопами (від грецьких слів «изос» і «топос», що означає «однаковий» і «місце» (тут мають на увазі, що різні ізотопи одного елемента є одним місце у періодичної системі)). З погляду протонно-нейтронной теорії, ізотопами називаються різновиду елементів, ядра атомів яких містять різне число нейтронів, але однакове число протонів. Хімічна природа елемента обумовлена числом протонів в атомному ядрі, якому і число електронів в оболонці атома. Зміна ж числа нейтронів (за незмінної числі протонів) позначається на хімічних властивості атома.

Усе це дає можливість сформулювати поняття хімічного елемента як виду атомів, що характеризуються певним зарядом ядра. Серед ізотопів різних елементів знайшли такі, які перебувають у ядрі при різному числі протонів однакове загальна кількість нуклонів, тобто атоми яких мають однаковою масою. Такі ізотопи було названо изобарами (від грецького слова «барос», що означає «вагу»). Різна хімічна природа изобаров переконливо підтверджує те, що природа елемента обумовлюється не масою його атома.

Для різних ізотопів застосовуються назви і символи самих елементів із зазначенням масову кількість, яке слід за назвою елемента чи позначається як індексу вгорі зліва символу, наприклад: хлор — 35 чи Cl.

Різні ізотопи відрізняються одна від друга сталістю. 26 елементів мають лише з одному стійкого ізотопу — такі елементи називаються моноизотопными (вони характеризуються переважно непарними атомними номерами), і атомні маси їх дорівнюють цілим числам. У 55 елементів є за кількома стійких ізотопів — вони називаються полиизотопными (велика кількість ізотопів характерно переважно для елементів з парними номерами). В інших елементів відомі лише несталі, радіоактивні ізотопи. Усе це важкі елементи, починаючи з елемента № 84 (полоній), та якщо з щодо легких — № 43 (технецій) і № 61 (прометій). Проте радіоактивні ізотопи деяких елементів щодо стійкі (характеризуються великим періодом піврозпаду), і тому ті елементи, наприклад торій, уран, зустрічаються у природі. Здебільшого радіоактивні ізотопи отримують штучно, зокрема і чималі радіоактивні ізотопи стійких элементов.

7. Електронні оболонки атомів. Теорія Бора.

За теорією Резерфорда, кожен електрон обертається навколо ядра, причому сила тяжіння ядра врівноважується відцентровій силою, виникає при обертанні електрона. Обертання електрона цілком аналогічно його швидким коливань це має викликати випущення електромагнітних хвиль. Тому можна припустити, що обертався електрон випромінює світло певної довжини хвилі, залежить від частоти звернення електрона орбітою. Але, випромінюючи світло, електрон втрачає частину свого енергії, унаслідок чого порушується рівновагу останнім і ядром. Для відновлення рівноваги електрон повинен поступово пересуватися ближчі один до ядру, причому як і поступово змінюватиметься частота звернення електрона і характеру испускаемого їм світла. Зрештою, вичерпавши всю енергію, електрон повинен «впасти «на ядро, і випромінювання світла припиниться. Якби самому справі відбувалося подібне безупинне зміна руху електрона, його «падіння «на ядро означала б руйнація атома і припинення його существования.

Отже, наочна просте ядерна модель атома, запропонована Резерфордом, явно суперечила класичної електродинаміки. Система що обертаються довкола ядра електронів може бути стійкою, оскільки електрон в такому обертанні повинен безупинно випромінювати енергію, що, на свій чергу, повинно призвести до його падіння на ядро і до руйнації атома. Між тим атоми є стійкими системами.

Ці суттєві протиріччя частково дозволив видатний датський фізик Нільс Бор (1885 — 1962), який розробив в 1913 року теорію водневого атома, основою якій він поклав особливі постулати, зв’язавши їх, з одного боку, на закони класичної механіки і, з іншого боку, з квантовою теорією випромінювання енергії німецького фізика Макса Планка (1858 — 1947).

Сутність теорії квантів зводиться до того що, що енергія випускається і поглинається не безупинно, як приймалося раніше, а окремими малими, але цілком визначеними порціями — квантами енергії. Запас енергії випромінює тіла змінюється стрибками, квант за квантом; дробове число квантів тіло неспроможна ні випускати, ні поглощать.

Розмір кванта енергії залежить від частоти випромінювання: що більше частота випромінювання, то більше вписувалося величина кванта. Позначаючи квант енергії через Є, запишемо рівняння Планка:

Є = h_ де h — стала величина, так звана константа Планка, рівна 6,626*10 Дж*с., а — частота хвилі Деброиля.

Кванти променистої енергії називаються також фотонами. Застосувавши квантові уявлення до обертанню електронів навколо ядра, Бор поклав в основу теорії дуже сміливі припущення, чи постулати. Хоча ці постулати і суперечать законам класичної електродинаміки, але де вони знаходять виправдання у його разючих результатах, яких наводять, у тому цілковитої згоди, яке можна знайти між теоретичним результатами й величезною числом експериментальних фактів. Постулати Бору полягають у следующем:

Електрон може рухатися навколо за будь-яким орбітам, лише по таким, які задовольняють певними умовам, що випливають із теорії квантів. Ці орбіти дістали назву стійких, стаціонарних чи квантових орбіт. Коли електрон рухається за однією із можливих йому стійких орбіт, він не випромінює електромагнітної енергії. Перехід електрона з віддаленій орбіти ближчу супроводжується втратою енергії. Розгублена атомом при кожному переході енергія перетворюється на один квант променистої енергії. Частота випромінюваного у своїй світла визначається радіусами двох орбіт, між якими відбувається перехід електрона. Окресливши запас енергії атома при становищі електрона більш віддаленій від ядра орбіті через Є(, але в ближчою через Є(і розділивши втрачену атомом енергію Є(- Є(на постійну Планка, одержимо потрібну частоту:

= (Є(- Є() / h.

Чим більший відстань від орбіти, де перебуває електрон, до тієї, оскільки переходить, то більше вписувалося частота випромінювання. Найпростішим з атомів є атом водню, навколо ядра якого обертається лише один електрон. З наведених постулатів, Бор розрахував радіуси можливих орбіт при цьому електрона і гроші знайшло, що це стосується, як квадрати натуральних чисел: 1: 2: 3: …: n. Величина n отримала назва головного квантового числа.

Надалі теорія Бору поширили і атомну структуру інші елементи, хоча це пов’язані з деякими труднощами через її новизни. Вона дозволила дозволити дуже важливе запитання розташування електронів в атомах різних елементів і можливість установити залежність властивостей елементів від будівлі електронних оболонок їх атомів. Нині розроблено схеми будівлі атомів всіх хімічних елементів. Але треба пам’ятати, всі ці схеми — це лише більш-менш достовірна гіпотеза, що дозволяє пояснити багато фізичні і хімічні властивості элементов.

Як вже було сказано раніше, число електронів, що обертаються довкола ядра атома, відповідає порядковому номера елемента у періодичної системі. Електрони розташовані по верствам, тобто. кожному прошарку належить певне заполняющее чи хіба що насыщающее його число електронів. Електрони однієї й тієї ж шару характеризуються майже порівну запасом енергії, тобто. перебуває на однаковому енергетичному рівні. Уся оболонка атома розпадається сталася на кілька енергетичних рівнів. Електрони кожного наступного шару перебувають у вищому енергетичному рівні, ніж електрони попереднього шару. Найбільше електронів N, мають можливість перебувати цьому енергетичному рівні, одно подвоєному квадрату номери слоя:

N=2n де n — номер шару. У такий спосіб 1−2, на 2−8, на 3−18 тощо. З іншого боку, встановлено, що кількість електронів в зовнішньому шарі всім елементів, крім паладію, вбирається у восьми, а передостанньому — восемнадцати.

Електрони зовнішнього шару, як найвіддаленіші від ядра і, отже, найменш міцно пов’язані з ядром, можуть відриватися від атома і приєднуватися решти атомам, входячи у складі зовнішнього шару останніх. Атоми, котрі позбулися однієї чи кількох електронів, стають позитивно зарядженими, оскільки заряд ядра атома перевищує суму зарядів решти електронів. Навпаки, атоми, присоединившие електрони стають негативно зарядженими. Які Утворюються у такий спосіб заряджені частки, якісно які від відповідних атомів, називаються іонами. Багато іони своєю чергою можуть втрачати чи приєднувати електрони, перетворюючись у своїй чи электронейтральные атоми, чи нові іони з іншим зарядом.

8. Квантова (хвильова) механіка. Характеристика поведінки електронів в атомах.

Теорія Бору справила величезні послуги фізики й хімії. Проте залишалося ще багато явищ у цій галузі, пояснити які теорія Бору не могла. Рух електронів в атомах вимальовувалося Бору до певної міри як просте механічне переміщення, тоді як є дуже складним і своеобразным.

Своєрідність руху електронів було розкрито нової теорією — квантової, чи хвильової, механікою. Квантова механіка показує, що закони руху електронів мають багато з законами поширення хвиль. Для електрона з безліччю m і швидкістю v можна записать:

= h / (m*v) де — довжина хвилі Деброиля, hстала Планка.

Атоми різних елементів характеризуються певним значенням заряду ядра і рівним йому числом електронів, які розподіляються по енергетичним рівням. Поведінка електронів в атомі характеризується чотирма квантовими числами:

1) Головне квантове число n визначає рівень енергії, якому відповідає дана орбіта, і його віддаленість від ядра. Кількість може приймати значення низки натуральних чисел (у реальних атомах від однієї сьомої). Ці числа відповідають електронним верствам атома або його енергетичним рівням, які позначаються прописними літерами латинського алфавита:

|1 |2 |3 |4 |5 |6 |7 | |До |L |M |N |O |P |Q |.

Помимо головного квантового числа, стан електрона в атомі характеризується трьома іншими квантовими числами: l, m, s.

2) Орбітальне, побічне чи азимутальное квантове число l характеризує момент кількості руху електрона щодо центру орбіти. Воно визначає форму електронного хмари (форму орбіти), його сплошность чи розриви та її витягнутість. Приймає цілі значення від 0 до (n-1). Для даного значення n є n різних орбиталей, тобто. число значень l визначає кількість атомних орбиталей. Енергетичні подуровни позначаються так: |0 |1 |2 |3 | |p.s |p |d |f |.

3) Магнітне квантове число m визначає становище площині орбіти електрона у просторі чи, відповідно до уявленнями хвильової механіки, то напрям, у якому витягнуто електронне хмару. Може приймати цілі значення відl до l (включаючи 0), всього (2*l+1) значень. Кількість значень m визначає число орбиталей даного (p.s-, p-, d-, fтипа).

4) Спіновий квантове число p. s визначає напрям обертання електрона, може приймати тільки два значення: ½ і -½.

Вивченню розподілу електронів в атомах приділяється велика увагу, оскільки поведінка атомів в хімічних реакціях значною мірою залежить від цього, наскільки міцно їх електрони утримуються у своїх орбиталях.

СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛИТЕРАТУРЫ:

1. Бердоносов С. С. «Хімія» М., 1994.

2. Браун Т., Лемей Г. Ю. «Хімія — у центрі наук», частина 1, М., 1983.

3. «Введення ЄІАС у загальну хімію». Під редакцією проф. Р. П. Лучинского.

M., 1980.

4. Глінка Н. Л. Загальна хімія Л., 1985.

5. Р. П. Лучинський «Курс хімії». М., 1985.