Чем характеризуются атомы с точки зрения строения атома

Ответ оставил Гость

1найбольшой атомной массой2найбольшим зарядом ядра3большим количеством электронив на внешнем энергическом уровне и меньшим радиусов атома

Если ответа нет или он оказался неправильным по предмету Химия, то попробуй воспользоваться поиском на сайте или задать вопрос самостоятельно.

Если же проблемы возникают регулярно, то возможно Вам стоит обратиться за помощью. Мы нашли великолепную онлайн школу, которую без всяких сомнений можем порекомендовать. Там собраны лучшие преподаватели, которые обучили множество учеников. После обучения в этой школе, Вы сможете решать даже самые сложные задачи.

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

Ответ или решение 2

Атомы металлов имеют на внешнем энергетическом уровне небольшое число электронов ( 1-3) и в химических реакциях легко их отдают. Преимущественно это элементы I – II группы периодической системы.

Металлические свойства проявляют и атомы в которых заполняется электронами d- или f – подуровни предыдущего энергетического уровня ( элементы III – VIII б группы периодической системы, лантаноиды и актиноиды).

Металлами являются и элементы III – VIII а группы периодической системы, расположены в 5 – 7 периоде. У них внешние электроны находятся далеко от ядра атома. Эти атомы легче отдают электроны внешнего уровня нежели присоединяют, металлические свойства усиливаются.

Если в таблице Д.И. Менделеева провести диагональ от элемента №5 бора (В), к элементу №85 астату (At), то под этой диагональю разместятся металлы. Исключение из этого правила составляют элементы восьмой группы (кроме благородных газов) и побочных подгрупп, которые также являются металлами.

Электронное строение атомов металлов

Химические свойства металлов обусловлены строением их атомов. Так, на внешнем энергетическом уровне металлов, расположены обычно от одного до трех электронов. Следовательно, атому металла, вступающему в химическую реакцию, легче отдать собственные валентные электроны, нежели принять чужие.

Поэтому металлы, в ходе химической реакции:

• легко переходят в позитивно заряженные ионы (катионы), с зарядом (+1), (+2) или (+3) соответственно;
• являются восстановителями;
• образуют химические соединения с неметаллами (галогенами, кислородом и серой), которые выступают в роли акцепторов электронов, то есть являются окислителями.

Химическая активность металлов

Некоторые металлы способны вытеснять другие металлы из соединений. Химическую активность металлов иллюстрирует таблица «Ряд напряжений металлов», которую можно найти в любом химическом справочнике.

Воспользоваться этой таблицей просто — следует лишь помнить несколько правил:

• самые активные металлы расположены слева, причем слева – направо активность металлов ослабевает;
• металлы, расположенные слева от водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (исключение – азотная кислота HNO₃);
• каждый металл ряда, не разлагающий воду, вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей.

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

1) наибольшей атомной массой
2) наибольшим зарядом ядра
3) большим количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и меньшим атомным радиусом
4) малым количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и большим атомным радиусом

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

4) малым количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и большим атомным радиусом

а варианты подходят и для неметаллов

Другие вопросы из категории

Читайте также

Номер 4
Чем различаются атом и ион натрия?

Чем отличаются атомы металлов с точки зрения строения атома?
___________________________

ПРОВЕРЬТЕ я зделал тут короче если не правильно исправьте

Номер 1
В периодической таблице Менделеева щелочноземельные металлы занимают:
2 группу, главную подгруппу.

Номер 2
Электронное строение атома 3 группы, главной подгруппы
Это 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ .

И ВОТ ЕЩЁ Решите задачу короче тут X неизвестно
62г х
Na₂O+H₂O⇒2NaOH
_______________
Спасибо за лучшее решение 15 пунктов 😉

номер периода, большой или малый, номер группы, главная или побочная подгруппа. Строение атома: заряд ядра, число электронов вокруг ядра, число протонов, нейтронов в ядре, распределение электронов по энергетическим уровням. Металл или неметалл.почему. Формула высшего оксида., гидроксида. Характер соединения, по два уравнения реакций, характерные для них .Формула летучего водородного соединения (для неметаллов).
Элементы: а) литий, б) S.
2. Расположите химические элементы в порядке возрастания: а) металлических свойств – Ba, Mg, Ca; б) неметаллических свойств – C, F ,O. Объясните с точки зрения строения атома.
3. Определить вид химической связи (ионная, металлическая, ковалентная полярная или неполярная). Записать схемы образования данных видов связей для следующих веществ: F2, SiH4, NaCl, Al.

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?
1) наибольшей атомной массой
2) наибольшим зарядом ядра
3) большим количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и меньшим атомным радиусом
4) малым количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и большим атомным радиусом

Проверено экспертом

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

4) малым количеством электронов на внешнем энергетическом уровне и большим атомным радиусом

а варианты подходят и для неметаллов
1) наибольшей атомной массой
2) наибольшим зарядом ядра

Эволюция теоретических проблем химии

С точки зрения теории строения атома, элементы в периодической системе расположены в последовательности увеличения зарядов их ядер, Внутри каждого периода по мере возрастания зарядов ядер элементов последовательно изменяется структура внешних электронных уровней. С этим связан переход элементов от металлов к неметаллам. В периодах слева направо, с увеличением зарядов ядер элементов, усиливается притяжение электронов к ядру и происходит сжатие атома, т. е. уменьшение атомного радиуса элементов. Поэтому в начале каждого периода располагаются элементы, имеющие больший атомный радиус и меньшее число электронов на внешнем электронном слое. Чем больше атомный радиус, тем слабее притяжение электронов внешнего слоя и тем легче элементу отдавать электроны. Такая структура характерна для элементов — металлов, которые сравнительно легко отдают валентные электроны, но не могут принимать их дополнительно для достройки электронных оболочек внешнего уровня.

С увеличением атомного номера элементов увеличивается заряд ядра и число электронов во внешнем слое и уменьшается легкость отдачи электронов с этого слоя. Таким образом, внутри каждого периода с увеличением атомных номеров элементов наблюдается уменьшение металлических свойств элементов и возрастание неметаллических свойств (способность притягивать к себе электроны). Каждый период заканчивается инертным элементом, имеющим завершенную структуру внешнего электронного слоя (полный октет).

Устойчивость такого октета объясняет пассивность инертных элементов, что не позволяет причислить их к металлам или неметаллам. В группах расположены элементы, имеющие одинаковое строение внешнего электронного слоя, т. е. электронные аналоги. Номер группы указывает число электронов на внешней электронной оболочке атомов элементов данной группы. Элементы, находящиеся в одной группе проявляют близкие химические свойства. Однако и внутри группы свойства элементов изменяются. Это связано с тем, что внутри каждой группы сверху вниз у элементов увеличивается число электронных слоев, т. е. атомный радиус. Чем больше атомный радиус, тем дальше от ядра электроны внешнего слоя и тем слабее они удерживаются ядром.

Таким образом, в группах сверху вниз усиливаются металлические и уменьшаются неметаллические свойства. В периодической таблице группы делятся на два типа: 8 групп IA- VIIIA и 8 групп IB- VIIIB. Группа VIIIB состоит из триад. В группах IА и IIA находятся s-элементы, у них последним заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. Далее, согласно правилам Клечковского, для элементов с главным квантовым числом n= 2 и n= 3 (второй и третий период) происходит заполнение р- подуровня. Это р- элементы, они располагаются в группах IIIA- VIIIA. Для элементов IV и V периода после заполнения электронами s- подуровня энергетически более выгодно заполнение соответственно 3d- и 4d- поуровней, что и происходит у элементов групп IB- VIIIB.

Группы типа В расположены в порядке, указывающем число валентных электронов атомов элементов, так как у d- элементов валентными являются электроны не только внешнего уровня, но и заполняемого второго снаружи уровня. После полного заполнения d- электронами второго снаружи уровня, происходит заполнение р- подуровня последнего электронного уровня (группы IIIA- VIIIA).

У актиноидов и лантаноидов происходит заполнение электронами f- подуровня третьего снаружи энергетического уровня, что и обуславливает схожесть их химических свойств.

Как видно, с учетом заполнения электронами энергетических уровней, в периодической таблице с увеличением атомных номеров элементов наблюдается периодическое повторение строения внешних электронных слоев, что и обусловливает периодичность свойств химических элементов.

С электронной конфигурацией атома связаны такие его свойства, как энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления.

Смотрите также

Вода. Тяжелая вода
Вода — весьма распространенное на Земле вещество. Почти 3/4 поверхности земного шара покрыты водой, образующей океаны, моря, реки и озера. Много воды находится в газообразном состоянии в ви .

Методики теоретического и экспериментального исследования системы Al — АГСВ — каталитические добавки
В данной главе описаны основные методики, которые использовались в данной работе. А именно: – методика термодинамического расчета по программе Астра-4; – методика зажигания нагретой .

Свойства элементов от строения атомов

Теперь установим более точно, в какой зависимости от строения электронных оболочек находятся химические свойства атомов. При этом необходимо учитывать не только число электронов в атомах и их распределение по слоям, но и относительные размеры атомов, о которых дает представление рис. 48.

Рассмотрим вначале изменение свойств в периодах. В пределах каждого периода (кроме первого) металлические свойства, наиболее резко выраженные у первого члена периода, при переходе к последующим членам постепенно ослабевают и уступают место металлоидным свойствам: в начале периода стоит типичный металл, в конце—типичный металлоид и за ним инертный газ.

Закономерное изменение свойств элементов в периодах может быть объяснено следующим образом. Как уже указывалось, наиболее характерным свойством металлов с химической точки зрения является способность их атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы, тогда как металлоиды, наоборот, характеризуются способностью присоединять электроны с образованием отрицательных ионов.

Рис. 48. Относительные размеры атомов.

Для отрыва электрона от атома с превращением последнего в положительный ион нужно затратить некоторую энергию, которая называется энергией ионизации и выражается обычно в килограммкалориях на грамматом элемента.

Энергию ионизации определяют путем бомбардировки атомов, находящихся в электрическом поле, быстро летящими электронами. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах.

Энергия ионизации связана с потенциалом ионизации простым соотношением, что позволяет выражать легкость потери электронов атомами как в килограммкалориях на грамматом, так и в вольтах.

Потенциал ионизации имеет наименьшее значение у элементов, начинающих период, т. е. у водорода и щелочных металлов, и наибольшее — у элементов, заканчивающих период, т. е. инертных газов. Величина его может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента: чем меньше потенциал ионизации, чем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента.

Величина потенциала ионизации зависит от трех причин: от величины заряда ядра, от радиуса атома и от особого рода взаимодействия между электронами в электрическом поле ядра, вызванного их волновыми свойствами. Очевидно, что чем больше заряд ядра и чем меньше радиус атома, тем сильнее притягивается электрон к- ядру, тем больше потенциал ионизации.

У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к инертному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Следствием этого и является постепенное увеличение потенциала ионизации и ослабление металлических свойств. У инертных газов, хотя радиусы их атомов больше, чем радиусы атомов галогенов, стоящих в том же периоде, потенциалы ионизации больше, чем у галогенов. В этом случае сильно сказывается действие третьего из вышеупомянутых факторов — взаимодействия между электронами, вследствие чего внешняя электронная оболочка атома инертного газа имеет особую энергетическую устойчивость и удаление из нее электрона требует значительно большей затраты энергии.

Присоединение электрона к атому металлоида, превращающее его электронную оболочку в устойчивую оболочку атома инертного газа, сопровождается выделением энергии. Величина этой энергии при расчете на 1 грамматом элемента служит мерой так называемого сродства к электрону. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, — атомы ме таллов неспособны присоединять электроны. У атомов же металлоидов сродство к электрону тем больше, чем ближе к инертному газу стоит металлоид в периодической системе. Поэтому в пределах периода металлоидные свойства усиливаются по мере приближения к концу периода.

Переход от металлических свойств к металлоидным у элементов малых периодов связан также с изменением числа наружных электронов в их атомах, которое равномерно растет, начиная с одного в первом члене периода и доходя до восьми в последнем. В то же время понижается способность атомов отдавать электроны (проявление металлических свойств) и появляется способность к присоединению электронов (металлоидные свойства).

Опыт показывает, что, начиная с лития, атомы, имеющие в наружном слое небольшое число электронов (меньше четырех), могут только отдавать электроны, но никогда не присоединяют их. Таковы атомы элементов, которые мы называем металлами. Наоборот, атомы с большим числом наружных электронов, хотя и могут отдавать электроны, но гораздо легче присоединяют их, и тем легче, чем больше электронов уже имеется в наружном слое. Этим свойством обладают атомы металлоидов.

В больших периодах изменение свойств в общем происходит так же, как и в малых, только металлические свойства ослабевают гораздо медленнее. Причина этого лежит в неравномерном росте наружного электронного слоя, так как, начиная с третьего члена периода и вплоть до конца первой его половины, идет пополнение электронами предпоследнего недостроенного слоя, а в атомах редкоземельных элементов, находящихся в шестом периоде, заполняется даже не предпоследний, а третий снаружи слой. Поэтому все элементы первой половины периода имеют в наружной оболочке атома не больше двух электронов и характеризуются преобладанием металлических свойств (сродство к электрону равно нулю). Радиусы атомов этих элементов уменьшаются на небольшую величину, а потенциалы ионизации почти не возрастают, вследствие чего и ослабление металлических свойств происходит медленно. Только во второй половине периода число наружных электронов растет так же последовательно, как и в малых периодах, и металлические свойства постепенно сменяются металлоидными. Период заканчивается инертным газом.

Указанные выше соотношения между строением атомов и их химическими свойствами представляют глубокий интерес. Мы видим, что на химические свойства атома оказывают влияние главным образом электроны наружного слоя. Строение предпоследнего слоя влияет на химические свойства значительно меньше. Так, например, элементы больших периодов, в атомах которых идет достройка предпоследнего электронного слоя, сравнительно

мало отличаются друг от друга по своему химическому характеру (например, Cr, Mn, Fe, Со, Ni). Ho все же по мере заполнения электронами предпоследнего слоя свойства элементов изменяются в определенном направлении. Наконец, почти полное сходство свойств редкоземельных элементов показывает, что изменение числа электронов в третьем снаружи слое атома оказывает лишь ничтожное влияние на его химические свойства. Однако и здесь увеличение числа электронов вызывает постепенное, хотя и небольшое изменение свойств, проявляющееся, например, в понижении силы оснований от элемента № 58 (церия) к элементу № 71 (лютецию).

Как известно, все элементы расположены в таблице так, что они образуют девять вертикальных столбцов (групп). Номер группы соответствует наибольшей положительной валентности (или так называемой валентности по кислороду), которую могут проявлять элементы данной группы. Сопоставляя эту величину с расположением электронов в атомах, нетрудно убедиться, что у всех элементов, стоящих в малых периодах (кроме кислорода и фтора), наибольшая валентность как раз равна числу электронов в наружном слое атома.

Несколько иначе обстоит дело в больших периодах. В атомах элементов, находящихся в малых периодах, число электронов в предпоследнем слое равно двум или восьми. Отдавая наружные электроны, эти атомы превращаются в ионы с устойчивой структурой инертных газов и, естественно, не могут больше терять электроны. В больших же периодах только первые два члена имеют по восемь электронов в предпоследнем слое. В атомах следующих за ними элементов число электронов в предпоследнем слое постепенно растет, пока не достигнет 18 (у первого члена второй половины периода). Но слой из 18 электронов оказывается почти таким же устойчивым, как и слой из восьми электронов. Поэтому атомы, имеющие восемнадцать электронов в предпоследнем слое (например, Сu, Zn, Ga и др.), потеряв наружные электроны, тоже превращаются в ионы с устойчивой оболочкой. Таким образом, максимальная валентность атомов второй половины каждого большого периода, имеющих в предпоследнем слое 18 электронов (так же как и валентность атомов с двумя или восьмью электронами в предпоследнем слое), равна числу электронов наружного слоя .

Что же касается остальных элементов больших периодов, содержащих в предпоследнем слое больше восьми, но меньше 18 электронов, то они могут отдавать, кроме наружных электро-нов еще и часть электронов предыдущего слоя, а именно столько,

Исключение составляют медь, серебро и золото, максимальная валентность которых равна двум и трем, хотя наружный слой содержит только один электрон.

чтобы остающиеся электроны образовали устойчивую восьми-электронную оболочку. Например, элемент скандий (№ 21) может отдать всего три электрона, титан — четыре, ванадий — пять и т. д. Общее число отдаваемых электронов и определяет максимальную валентность этих элементов, указываемую номером соответствующей группы .

Еще задолго до возникновения учения о строении атома было установлено, что между максимальной валентностью элемента по кислороду и его валентностью по водороду существует определенная зависимость: сумма валентностей по кислороду и по водороду всегда оказывается равной восьми.

Эта зависимость очень просто объясняется с точки зрения электронны представлений о валентности. Так как в соединениях с кислородом атомы всех элементов (за исключением фтора) заряжены положительно, а в соединениях с водородом — отрицательно, то валентность по кислороду есть не что иное, как положительная валентность, обусловленная потерей или смеще; нием валентных электронов; наоборот, валентность по водороду есть отрицательная валентность, которую атом проявляет, присоединяя к наружному слою недостающее до восьми число электронов. Понятно, что сумма этих двух валентностей должна равняться восьми.

Нужно, однако, заметить, что это правило распространяется только на металлоиды, образующие газообразные соединения с водородом.

Некоторые металлы тоже образуют соединения с водородом, но не газообразные, а твердые. В соединениях такого типа металл заряжен положительно, а водород отрицательно. В этом случае валентность по водороду является положительной валентностью и, конечно, одинакова с валентностью того же металла по кисло-

Как уже указывалось , элементы каждой, группы периодической системы, начиная с четвертого горизонтального ряда, делятся на две подгруппы: четную, составленную из элементов, у которых преобладают металлические свойства, и нечетную, образованную элементами, у которых металлические свойства ослаблены или преобладают металлоидные свойства.

Различие в свойствах элементов четных и нечетных подгрупп непосредственно вытекает из строения их атомов. В то время как в наружном слое атомов элементов четных подгрупп никогда не бывает больше двух электронов, в атомах элементов нечетных подгрупп число наружных электронов может доходить до семи. Поэтому элементы четных подгрупп не присоединяют электроны, что характеризует их как металлы.

Нечетные подгруппы тоже содержат металлы, но главным образом состоят из элементов, легко присоединяющих электроны, т. е. металлоидов.

Усиление металлических свойств с увеличением порядкового номера у элементов главных подгрупп тоже легко объясняется строением их атомов. Хотя с увеличением порядкового номера заряд ядра и увеличивается, но одновременно возрастает число электронных слоев в атоме и их отталкивающее действие на наружные электроны. Значительно увеличиваются также радиусы атомов, вследствие чего потенциалы ионизации, а следовательно, и металлоидные свойства элементов уменьшаются.

Вы читаете, статья на тему Свойства элементов от строения атомов

Вопрос. Периодический закон с точки зрения строения атома. Причина периодичности.

1867г – таблица Менделеева

Авторская формулировка(1869г): свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

Современная формулировка: свойства простых веществ, а также форма и свойства элементов находятся в периодической зависимости от величин заряда числа атома.

Менделеев располагал элементы не только по принципу возрастания атомных масс, но и учитывал свойства элементов.

Каждому элементу присвоен порядковый (атомный) номер.

Порядковый номер совпадает с числом элементарных положительных электронных зарядов ядра атома этого элемента.

Порядковый номер частично равен положительному заряду ядра его атома.

Периодически повтор.след свойства элементов:

1.Металличность(легко отдают электроны)

2.Энергия ионизации атома – кол-во энергии, кот. Необходимо затратить отрыва электрона от атома.

3.Неметалличность(сильно притягивают электроны)

4.Сродство к электрону – кол-во энергии, которая выделяется при присоединении электрона к атому.

5.Электроотрицательность – способность атома притягивать электроны.

Причины: периодичное повторение св-в эл-ов объясняется периодическим повторением кол-во электронов по внешним электронам слое.

Вопрос. s-, p-, d-, f-элементы, положение в периодической системе. Основные химические свойства

Вопрос.Природа химической связи. Метод валентных связей.

(Хим. Связь имеет электронную природу, образ. за счет электронов)

Природа химической связи едина: взаимодействие атомов в молекуле (ионах, кристаллах) осуществляется под действием электрических сил между электронами и ядрами атомов.

(у S и P элементов за счет электронов внешнего слоя, у d элементов за счет электронов внешнего слоя и предвнешнего)

В формировании химической связи принимают участие валентные электроны. Это электроны внешних электронных слоев, которые наименее прочно связаны с ядром атома. Несмотря на единую электрическую природу связывания атомов существуют различные типы связей, формируемые по разным механизмам. К основным типам связи относятся ковалентная (полярная и неполярная) и ионная связи. Разновидностями этих типов являются донорно-акцепторная (координационная), водородная и другие. Между атомами металлов в конденсированной фазе действует металлическая связь. Метод базируется на двух положениях: 1 ) ковалентная химическая связь образуется парой электронов с антипараллельными спинами, пренадлежащей двум атомам; 2 ) ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ — конструкции, предназначен­ные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой.

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций.

Чем характеризуются атомы с точки зрения строения атома

Регистрация новых пользователей временно отключена

а варианты подходят и для неметаллов
1) наибольшей атомной массой
2) наибольшим зарядом ядра

Если тебя не устраивает ответ или его нет, то попробуй воспользоваться поиском на сайте и найти похожие ответы по предмету Химия.

Чем характеризуются атомы с точки зрения строения атома

Вопрос: Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

Чем характеризуются атомы металлов с точки зрения строения атома?

На внешнем энергетическом уровне только один электрон,являются сильнейшими восстановителями.В соответствии с увеличением радиуса атома восстановительные свойства усиливаются с верху вниз.Внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо с ним связаны.На внешнем уровне 1-3 электронов.

ХИМИЯ 1 и 2й семестр / Неорганическая химия / Строение атома

Первые указания о сложном строении атома были по­лучены при изучении процессов прохождения электриче­ского тока через жидкости и газы. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в 30-х гг. XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.

Величины этих единичных зарядов электричества бы­ли определены в более поздних экспериментах по пропус­канию электрического тока через газы (опыты с так назы­ваемыми катодными лучами). Было установлено, что ка­тодные лучи — это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили название электронов.

Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов неко­торых элементов, названное радиоактивностью. В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что мате­риалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фото­пластинку, ионизируют газы, вызывают свечение флюо­ресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран. Титанические усилия, связанные с переработкой огромных масс урано­вой смоляной руды, позволили П. Кюри и М. Склодовской-Кюри открыть два новых радиоактивных элемента: полоний и радий. Последовавшее за этим установление природы , - и -лучей, образующихся при радиоактив­ном распаде (Э. Резерфорд, 1899—1903 гг.), открытие ядер атомов диаметром 10 -6 нм, занимающих незначи­тельную долю объема атома (Э. Резерфорд, 1909— 1911гг.), определение заряда электрона (Р. Милликен, 1909—1914 гг.) и доказательство дискретности его энер­гии в атоме (Дж. Франк, Г. Герц, 1912 г.), открытие того факта, что заряд ядра равен номеру элемента (Г. Мозли, 1913 г.), и, наконец, открытие протона (Э. Резерфорд, 1920 г.) и нейтрона (Дж. Чедвик, 1932 г.) позволили предложить следующую модель строения атома:

1. В центре атома находится положительно заряжен­ное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна l /₁₈₂₃ а.е.м.).

3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел про­тонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

4. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра (см. табл.1).

Таблица 1. Свойства элементарных частиц, образующих атом

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров:

А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу про­тонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры свя­заны между собой соотношениями:

Z = A – N, N = A – Z, A = Z + N

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, назы­вают изотопами.

Данная модель строения атома получила название планетарной модели Резерфорда. Она оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспери­ментальных данных. Но эта модель сразу же обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростре­мительная сила), должен был бы, согласно электромаг­нитной теории, непрерывно излучать энергию. Это приве­ло бы к нарушению равновесия между электроном и яд­ром. Электрон, постепенно теряя свою энергию, должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце кон­цов неизбежно упасть на него. Никаких доказательств то­го, что атомы непрерывно исчезают, не было (все наблю­даемые явления говорят как раз об обратном), отсюда сле­довало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.

Теория Бора. В 1913 г. датский физик Н. Бор предло­жил свою теорию строения атома. При этом Бор не отбра­сывал полностью старые представления о строении атома:

как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются во­круг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солн­ца, однако в основу новой теории были положены два не­обычных предположения (постулата):

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (ста­ционарным) круговым орбитам. Радиус орбиты г и ско­рость электрона u связаны квантовым соотношением Бора:

где т — масса электрона, n — номер орбиты, ħ — посто­янная Планка (h = 1,05 • 10 -34 Дж • с).

2. При движении по этим орбитам электрон не из­лучает и не поглощает энергию.

Таким образом. Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии опре­деляется переходом из одного состояния, например с энергией Е₁. в другое — с энергией Е₂, что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на дру­гую. При таком переходе излучается или поглощается энергия Е, величина которой определяется соотноше­нием

где v — частота излучения, h = 2 ħ = 6,62 • 10 -34 Дж • с.

Бор, используя это уравнение, рассчитал частоты ли­ний спектра атома водорода, которые очень хорошо согла­совывались с экспериментальными значениями. Такое же согласие теории и эксперимента было получено и для многих других атомов элементов, но было обнаружено также и то, что для сложных атомов теория Бора не дава­ла удовлетворительных результатов. После Бора многие ученые пытались усовершенствовать его теорию, но все усовершенствования предлагались исходя из тех же зако­нов классической физики.

Квантовая теория строения атома. В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыс­лены, видоизменены, дополнены. Наиболее существен­ным нововведением явилось понятие об электронном об­лаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. На смену теории Бора пришла кван­товая теория строения атома, которая учитывает волно­вые свойства электрона.

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает опреде­ленной массой и зарядом; в то же время движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, напри­мер характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона  и его скорость u связаны соотношени­ем де Бройля:

где т — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы изме­ряем скорость, тем больше неопределенность в координа­те, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

где х — неопределенность положения координаты, u — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части око­лоядерного пространства, однако вероятность его нахож­дения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахож­дения электрона достаточно велика, называют орбиталъю.

Эти положения составляют суть новой теории, описы­вающей движение микрочастиц, — квантовой механики. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли фран­цуз Л. де Бройль, немец В. Гейзенберг, австриец Э. Шре-дингер и англичанин П. Дирак.

Квантовая механика имеет очень сложный матема­тический аппарат, поэтому сейчас нам важны лишь те следствия квантово-механической теории, которые помо­гут нам разобраться в вопросах строения атома и молеку­лы, валентности элементов и т. п. С этой точки зрения наиболее важным следствием из квантовой механики является то, что вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается пятью квантовыми числами: главным п, побочным l, магнитным m_i, спиновым s и проекцией спина т_s. Что же представляют собой квантовые числа?

Квантовые числа электронов. Главное квантовое чис­ло п определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (п = 1,2, 3. ). Под главным кванто­вым числом, равным , подразумевают, что электрону со­общена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).

Кроме того, оказывается, что в пределах определен­ных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уров­ня, отражается побочным (иногда его называют орби­тальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до n — 1 = 0, 1. п — 1). Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами:

Значение l 0 1 2 3 4

Буквенное обозначение s p d f g

В этом случае говорят о s-, p-, d-, f-, g-состояниях электро­нов, или о s-, p-, d-, f-, g-орбиталях.

Орбиталь — совокупность положений электрона в атоме, т. е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характе­ризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного обла­ка, а также орбитальный момент p — момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа — орбитальное)

Таким образом, электрон, обладая свойствами части­цы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-,p-,d-, f-, g- состояниях различна.

Рис.1. Форма электронного облака s-орбитали

Еще раз подчеркнем, что форма электронного облака зависит от значения побочного квантового числа l. Так, если l = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет сфе­рическую форму (шаровидную симметрию) и не обладает направленностью в пространстве (рис. 1).

При l = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет фор­му гантели, т. е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки» (рис. 2). Формы электронных облаков d-, f-, g-электронов намного сложнее.

Рис. 2. Формы электронных облаков р-орбиталей

Движение электрического заряда (электрона) по зам­кнутой орбите вызывает появление магнитного поля. Со­стояние электрона, обусловленное орбитальным магнит­ным моментом электрона (в результате его движения по орбите), характеризуется третьим квантовым числом — магнитным т_i. Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве, выражая проек­цию орбитального момента импульса на направление маг­нитного поля.

Соответственно ориентации орбитали относительно на­правления вектора напряженности внешнего магнитного поля магнитное квантовое число т_i может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от -l до +l, включая 0, т. е. всего (2l + 1) значений. Например, при l = 0 т_i, = 0; при l = 1 m_i = -1, 0, +1; при l = 3, например, магнитное квантовое число может иметь семь (2l + 1= 7) значений: -3, -2, -1, 0,+1, +2, +3.

Таким образом, m_i характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление. Например, р-орбиталь («ган­тель») в магнитном поле может ориентироваться в про­странстве в трех различных положениях, так как в слу­чае l = 1 магнитное квантовое число может иметь три зна­чения: -1, 0, +1. Поэтому электронные облака вытянуты по координатным осям х. у я г, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим (рис. 2).

Для полного объяснения всех свойств атома в 1925 г. была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так на­зываемого спина (сначала в самом простом приближе­нии — для наглядности — считалось, что это явление аналогично вращению Земли вокруг своей оси при движе­нии ее по орбите вокруг Солнца). Спин — это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классиче­ских аналогов. Строго говоря, спин — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движени­ем в пространстве. Для всех электронов абсолютное зна­чение спина всегда равно s = 1/2. Проекция спина на ось z (магнитное спиновое число m_s,) может иметь лишь два значения: т_s = + 1/2 или т_s = — 1/2.

Поскольку спин электрона s является величиной по­стоянной, его обычно не включают в набор квантовых чи­сел, характеризующих движение электрода в атоме, и го­ворят о четырех квантовых числах.