1) Атом является сложной системой, в состав которой входят определенные частицы. Английский физик Э. Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома. Основные положения ядерной модели атома. 1. Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро. 2. Ядро имеет очень маленький размер (диаметр атома 10^-10 м, диаметр ядра ~10^-15 м). 3. Ядро имеет положительный заряд. 4. Почти вся масса атома находится в ядре. 5. Вокруг ядра движутся электроны. 6. Электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца. Все положения модели Резерфорда, кроме последнего — шестого, современная наука считает правильными. Г. Мозли (Англия) установил, что положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Положительный заряд ядра атома (в условных единицах) равен порядковому номеру элемента в периодической системе Менделеева. Каждый протон имеет заряд +1, поэтому заряд ядра равен числу протонов. Атом — это электронейтральная частица, поэтому положительный заряд ядра численно равен сумме отрицательных зарядов всех электронов, или числу электронов (т. к. заряд электрона равен —1) Следовательно: Порядковый номер элемента = Заряд ядра атома = Число протонов в ядре = Число электронов в атоме. Например, элемент железо Fe имеет порядковый номер 26. Следовательно, заряд ядра атома железа равен +26, т. е. ядро содержит 26 протонов, а вокруг ядра движутся 26 электронов.

Ква́нтовая меха́ника — раздел теоретической физики, описывающий квантовые системы и законы их движения.

Классическая механика, хорошо описывающая системы макроскопических масштабов, не способна описать явления на уровне атомов, молекул, электронов и фотонов. Квантовая механика адекватно описывает основные свойства и поведение атомов, ионов, молекул, конденсированных сред, и других систем с электронно-ядерным строением. Квантовая механика также способна описывать поведение электронов, фотонов, а также других элементарных частиц, если пренебречь взаимопревращением элементарных частиц. Описание превращений элементарных частиц строится в рамках квантовой теории поля. Эксперименты подтверждают результаты, полученные с помощью квантовой механики.

Основными понятиями квантовой кинематики являются понятия наблюдаемой и состояния.

Двойств природа электрона

Подтвержденная экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны, побудила ученых к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику.

Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.

Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определенную линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определенном расстоянии от ядра.

Волновая функция в квантовой механике, величина, полностью описывающая состояние микрообъекта (например, электрона, протона, атома, молекулы) и вообще любой квантовой системы (например, кристалла).

Описание состояния микрообъекта с помощью В. ф. имеет статистический, т. е. вероятностный характер: квадрат абсолютного значения (модуля) В. ф. указывает значение вероятностей тех величин, от которых зависит В. ф.

2) Электро́нная пло́тность — плотность вероятности обнаружения электрона в данной точке пространства.

Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии. Главное квантовое число   характеризует также   удаленность максимума электронной плотности от ядра.  Чем больше n, тем больше объем  орбитали.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.            

Энергия  подуровней возрастает в ряду s, p, d, f

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве и может принимать целочисленные значения от +l до –l, включая  0. d-подуровень содержит пять орбиталей, s-подуровень – одну (рис.4.1,a), p-подуровень – три (рис.4.1,b-d), а f-подуровень – семь орбиталей.

Атомной орбиталью называют также волновую функцию, характеризуемую определенным набором трех квантовых чисел 

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение  электрона  вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2.

Состояние электрона в атоме полностью характеризуется с помощью четырех квантовых чисел n, l, ml,s.

3) Точное решение уравнения Шредингера удается найти лишь в редких случаях, например, для атома водорода и гипотетических одноэлектронных ионов, таких как He⁺, Li²⁺, Be³⁺. Атом следующего за водородом элемента - гелия - состоит из ядра и двух электронов, каждый из которых притягивается к обоим ядрам и отталкивается от другого электрона. Уже в этом случае волновое уравнение не имеет точного решения.

Поэтому большое значение имеют различные приближенные методы. С помощью таких методов удалось установить электронное строение атомов всех известных элементов. Эти расчеты показывают, что орбитали в многоэлектронных атомах не сильно отличаются от орбиталей атома водорода (эти орбитали называют водородоподобными). Главное отличие - некоторая сжатость орбиталей из-за большего заряда ядра. Кроме того, для многоэлектронных атомов найдено, что для каждого энергетического уровня (при данном значении главного квантового числа n) происходит расщепление на подуровни. Энергия электрона зависит уже не только от n, но и от орбитального квантового числа l. Она увеличивается в ряду s-, p-, d-, f-орбиталей

Для высоких энергетических уровней различия в энергиях подуровней достаточно велики, так что один уровень может проникать в другой, например

6s < 5d 4f < 6p.

Заселение атомных орбиталей для многоэлектронного атома в основном (то есть энергетически наиболее выгодном) состоянии происходит в соответствии с определенными правилами.

Энергетические уровни и подуровни

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M, ...).

Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чисел n и l. Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.

Если на схеме орбитали обозначить в виде ячеек (квадратных рамок), а электроны - в виде стрелок (↑ или ↓), то можно увидеть, что главное квантовые число характеризуют энергетический уровень (ЭУ), совокупность главного и орбитального квантовых чисел - энергетический подуровень (ЭПУ), совокупность главного, орбитального и магнитного квантовых чисел - атомную орбиталь, а все четыре квантовые числа - электрон.

Каждой орбитали отвечает определенная энергия. Обозначение орбитали включает номер энергетического уровня и букву, отвечающую соответствующему подуровню: 1s, 3p, 4d и т.п. Для каждого энергетического уровня, начиная со второго, возможно существование трех равных по энергии p-орбиталей, расположенных в трех взаимно перпендикулярных направлениях. На каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, имеется пять d-орбиталей, имеющих более сложную четырехлепестковую форму. Начиная с четвертого энергетического уровня, появляются еще более сложные по форме f-орбитали; на каждом уровне их семь. Атомную орбиталь с распределенным по ней зарядом электрона нередко называют электронным облаком.

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) – в порядке возрастания n.

Правило Клечковского — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел.

При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

Правило Клечковского (также Правило n+l; также используется название правило Маделунга) — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Правило Хунда (Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным.

Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.

4) Принцип Паули. Изучая многочисленные, спектры атомов швейцарский физик В. Паули в 1925 году пришел к выводу, который получил название принципа или запрета Паули: „Двум электронам атома запрещено быть во всех отношениях похожими друг на друга" или, что то же самое, „в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел". Энергетические состояния электронов, характеризуемые одинаковыми значениями трех квантовых чисел: n, I и m1 принято обозначать энергетической ячейкой . Согласно принципу Паули, в энергетической ячейке может быть только два электрона, причем с противоположными спинами Нахождение в одной энергетической ячейке третьего электрона означало бы, что у двух из них все четыре квантовых числа одинаковы. Число, возможных состояний электронов (рис. .4) на данной подуровне равно числу значений магнитного квантового числа для этого подуровня, т. е. 21+ 1. Максимальное число электронов на этом подуровне, согласно принципу Паули будет 2(21+ 1). Таким образом, на s-подуровне возможно 2 электрона ; на p-подуровне 6 электронов ; на d-подуровне 10 электронов ; на f-подуровне 14 электронов . Число возможных состояний электронов на каком-либо уровне равно квадрату главного квантового числа а максимальное число электронов на этом уровне

огласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, m_l, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом m_s. Но ms может иметь только два значения +½ и –½. противоположно направленными спинами ↓↑. Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n², а на подуровне – как 2(2l+1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 1.

Таблица 1. Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровняхСледовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с

5) Периодический закон :«свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

   Структура периодической системы химических элементов тесно связана со строением атомов химических элементов. По мере роста Z периодически повторяются сходные типы конфигурации внешних электронных оболочек. А именно они определяют основные особенности химического поведения элементов. Эти особенности по-разному проявляются для элементов A-подгрупп (s- и р-элементы), для элементов b-подгрупп (переходные d-элементы) и элементов f-семейств — лантаноидов и актиноидов. Особый случай представляют элементы первого периода — водород и гелий. Для водорода характерна высокая химическая активность, потому что его единственный b-электрон легко отщепляется. В то же время конфигурация гелия (1st) весьма устойчива, что обусловливает его полную химическую бездеятельность. 

   У элементов А-подгрупп происходит заполнение внешних электронных оболочек (с n, равным номеру периода); поэтому свойства этих элементов заметно изменяются по мере роста Z. Так, во втором периоде литий (конфигурация 2s) — активный металл, легко теряющий единственный валентный электрон; бериллий (2s~) — также металл, но менее активный вследствие того, что его внешние электроны более прочно связаны с ядром. Далее, бор (2з'р) имеет слабо выраженный металлический характер, а все последующие элементы второго периода, у которых происходит построение 2р-подоболочки, являются уже неметаллами. Восьмиэлектронная конфигурация внешней электронной оболочки неона (2s~р~) — инертного газа — очень прочна.

связь

структура электронной оболочки атомов элемента изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.

Энергетический уровень	Энергетический подуровень	Возможные значения магнитного квантового числа ml	Число АО		Максимальное число электронов
			в подуровне	в уровне	на подуровне	на уровне
K (n=1)	s (l=0)	0	1	1	2	2
L (n=2)	s (l=0) p (l=1)	0 –1, 0, 1	1 3	4	2 6	8
M (n=3)	s (l=0) p (l=1) d (l=2)	0 –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2	1 3 5	9	2 6 10	18
N (n=4)	s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3)	0 –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3	1 3 5   7	16	2 6 10 14	32

 

6) Атомные радиусы имеют порядок 0,1 нм. Определяются главным образом из данных рентгеновского структурного анализа.

* * *

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ

А́ТОМНЫЕ РА́ДИУСЫ, характеристики, позволяющие приближенно оценивать межатомные (межъядерные) расстояния в молекулах и кристаллах.