Теория строения атома.

Незнание причин периодичности.

В своё время Д. И. Менделеев с огорчением замечал: «…причин периодичности мы не знаем». Ему не удалось дожить до разгадки этой тайны.

Одним из важных аргументов в пользу сложного строения атомов было открытие периодического закона Д. И. Менделеева:

Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений находится в периодической зависимости от атомных масс химических элементов.

Когда было доказано, что порядковый номер элемента в системе численно равен заряду ядра его атома, то стала ясной физическая сущность периодического закона.

Но почему свойства химических элементов изменяются периодически по мере роста заряда ядра? Почему система элементов построена так, а не иначе и её периоды содержат строго определённое число элементов? На эти важнейшие вопросы ответа не было.

Логические рассуждения предсказывали, что если между химическими элементами, состоящими из атомов, существует взаимосвязь, то значит, у атомов имеется что-то общее и, следовательно, они должны иметь сложное строение.

Тайна периодической системы элементов была полностью разгадана, когда удалось понять сложнейшую структуру атома, строение его внешних электронных оболочек, законы движения электронов вокруг положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома.

Все химические и физические свойства вещества определяются строением атомов. Периодический закон, открытый Менделеевым, есть всеобщий закон природы, потому что он опирается на закон строения атома.

Планетарная модель атома.

Основоположником современного учения об атоме является английский физик Резерфорд, который убедительными опытами показал, что практически вся масса и положительно заряженная материя атома сконцентрирована в малой части его объёма. Эту часть атома он назвал ядром. Положительный заряд ядра компенсируется вращающимися вокруг него электронами. В этой модели атома электроны напоминают планеты солнечной системы, вследствие чего она и получила название планетарной. В дальнейшем Резерфорду удалось использовать опытные данные для расчёта зарядов ядер. Они оказались равными порядковым номерам элементов в таблице Д. И. Менделеева. После работ Резерфорда и его учеников периодический закон Менделеева получил более ясный смысл и несколько иную формулировку:

Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединения элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Таким образом, порядковый номер химического элемента в периодической системе получил физический смысл.

В1913 г. Г. Мозли в лаборатории Резерфорда изучал рентгеновское излучение ряда химических элементов. Для этой цели он сконструировал анод рентгеновской трубки из материалов, состоящих из определённых элементов. Оказалось, что длины волн характеристического рентгеновского излучения растут с увеличением порядкового номера элементов, составляющих катод. Г. Мозли вывел уравнение, связывающее длину волны и порядковый номер Z:

= (Z – Q)

Это математическое выражение в настоящее время называют законом Мозли. Он даёт возможность по измеренной длине волны рентгеновского излучения определить порядковый номер исследуемого элемента.

Простейшим атомным ядром является ядро атома водорода. Его заряд равен и противоположен по знаку заряду электрона, а масса – наименьшего из всех ядер. Ядро атома водорода было признано элементарной частицей, и в 1920 г. Резерфорд дал ему название протон. Масса протона равна приблизительно одной атомной единице массы.

Однако масса всех атомов, кроме водорода, численно превышает заряды ядер атомов. Уже Резерфорд предполагал, что в ядрах помимо протонов должны находиться какие-то нейтральные частицы, обладающие определённой массой. Эти частицы обнаружены в 1932 г. Боте и Беккером. Чедвик установил их природу и назвал нейтронами. Нейтрон – это незаряженная частица с массой, почти равной массе протона, т. е. Также 1 а. е. м.

В 1932 г. советский учёный Д. Д. Иваненко и немецкий физик Гейзенберг независимо друг от друга разработали протонно-нейтронную теорию ядра, согласно которой ядра атомов состоят из протонов и нейтронов.

Рассмотрим строение атома какого-нибудь элемента, напр., натрия с позиций протонно-нейтронной теории. Порядковый номер натрия в периодической системе 11, массовое число 23. В соответствии с порядковым номером заряд ядра атома натрия равен + 11. Следовательно, в атоме натрия имеется 11 электронов, сумма зарядов которых равна положительному заряду ядра. Если атом натрия потеряет один электрон, то положительный заряд будет на единицу больше суммы отрицательных зарядов электронов (10), и атом натрия станет ионом с зарядом 1+. Заряд ядра атома равен сумме зарядов 11 протонов, находящихся в ядре, масса которых равна 11 а. е. м. Так как массовое число натрия равно 23 а. е. м., то разность 23 – 11= 12 определяет число нейтронов в атоме натрия.

Протоны и нейтроны называют нуклонами. Ядро атома натрия состоит из 23 нуклонов, из которых 11 – протонов и 12 – нейтронов. Общее число нуклонов в ядре пишут слева вверху от обозначения элемента, а число протонов слева внизу, напр., Na.

Все атомы данного элемента имеют одинаковый заряд ядра, т. е. одинаковое число протонов в ядре. Число нейтронов в ядрах атомов элементов может быть различным. Атомы, имеющие в ядрах одинаковое число протонов и различное число нейтронов, называются изотопами.

Атомы различных элементов, ядро которых содержит одинаковое число нуклонов, называют изобарами.

Модель атома Бора.

Установлению действительной связи между строением атома и структурой периодической системы наука обязана в первую очередь великому датскому физику Нильсу Бору. Он же был первым, кто объяснил истинные принципы периодического изменения свойств элементов. Бор начал с того, что сделал жизнеспособной резерфордовскую модель атома.

Планетарная модель атома Резерфорда отражала ту очевидную истину, что основная часть атома содержится в ничтожно малой части объёма - атомном ядре, а в остальной части объёма атома распределены электроны. Однако характер движения электрона по орбите вокруг ядра атома противоречит теории движения электрических зарядов электродинамики.

Во-первых, по законам электродинамики электрон, вращающийся вокруг ядра, должен в результате потери энергии на излучение упасть на ядро. Во- вторых, при приближении к ядру, длины волн излучаемых электроном, должны непрерывно изменяться, образуя сплошной спектр. Однако атомы не исчезают, значит, электроны не падают на ядро, а спектр излучения атомов не является сплошным.

Если металл нагреть до температуры испарения, то его пар начнёт светиться, причём пар каждого металла имеет свой цвет. Разложенное призмой излучение пара металла образует спектр, состоящий из отдельных светящихся линий. Такой спектр называют линейчатым. Каждая линия спектра характеризуется определённой частотой электромагнитного излучения.

В 1905 г. Эйнштейн, объясняя явление фотоэффекта, высказал предположение, что свет распространяется в виде фотонов или квантов энергии, которые для каждого вида атомов имеют вполне определённое значение.

Бор в 1913 г. внёс в планетарную модель атома Резерфорда квантовое представление и объяснил происхождение линейчатых спектров атомов. Его теория строения атома водорода основывается на двух постулатах.

Первый постулат:

Электрон вращается вокруг ядра, не излучая энергии, по строго определённым стационарным орбитам, удовлетворяющими теорию квантов.

На каждой из этих орбит электрон обладает определённой энергией. Чем дальше от ядра расположена орбита, тем большей энергией обладает находящийся на ней электрон.

Движение какого-либо объекта вокруг центра в классической механике определяется моментом количества движения m´v´r, где m – масса движущегося объекта, v – скорость движения объекта, r – радиус круга. Согласно квантовой механике, энергия этого объекта может иметь только определённые значения. Бор считал, что момент количества движения электрона в атоме водорода может быть равен только целому числу квантов действия. По-видимому, это соотношение было догадкой Бора, позднее оно выведено математически французским физиком де Бройлем.

Таким образом, математическое выражение первого постулата Бора - равенство:

m ´ v ´ L = h ´

(1)

В соответствии с уравнением (1) минимальный радиус орбиты электрона, а, следовательно, и минимальная потенциальная энергия электрона соответствует значению n, равному единице. Состояние атома водорода, которое отвечает значению n=1, называют нормальным или основным. Атом водорода, электрон которого находится на любой другой орбите, соответствующей значениям n=2, 3, 4,¼, называют возбуждённым.

В уравнение (1) в качестве неизвестных входят скорость электрона и радиус орбиты. Если составить ещё одно уравнение, в которое войдут v и r, то можно вычислить значения этих важных характеристик электрона в атоме водорода. Такое уравнение получается при учёте равенства центробежной и центростремительной сил, действующих в системе «ядро атома водорода – электрон».

Центробежная сила равна . Центростремительная сила, которая определяет притяжение электрона к ядру, по закону Кулона составляет . С учётом равенства зарядов электрона и ядра в атоме водорода можно написать:

                                                           (2)

Решая систему уравнений (1) и (2) относительно v и r, находим:

                 (3)

v=    

Уравнения (3) и (4) дают возможность вычислить радиусы орбит и скорости электрона для любого значения n. При n=1 радиус первой орбиты атома водорода – Боровский радиус, равен 0,053 нм. Скорость движения электрона на этой орбите составляет 2200 км/с. уравнения (3) и (4) показывают, что радиусы орбит электрона атома водорода относятся друг к другу как квадраты натуральных чисел, а скорость движения электрона уменьшается с увеличением n.

Второй постулат:

При переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или излучает квант энергии.

При возбуждении атома, т. е. при перемещении электрона с ближней к ядру орбиты на более удалённую, происходит поглощение кванта энергии и, наоборот, при переходе электрона с дальней орбиты на ближнюю происходит излучение квантовой энергии Е₂ – Е₁ = hv. После нахождения радиусов орбит и энергии электрона на них Бор рассчитал энергию фотонов и соответствующих им линий в линейчатом спектре водорода, что соответствовало экспериментальным данным.

Число n, определяющее размеры радиусов квантовых орбит, скорости движения электронов и их энергию, названо главным квантовым числом.

В дальнейшем Зоммерфельд усовершенствовал теорию Бора. Он предложил, что в атоме могут быть не только круговые, но и эллиптические орбиты электронов, и на основании этого объяснил происхождение тонкой структуры спектра водорода.

Рис. 12. Электрон в атоме Бора описывает не только круговые, но и эллиптические орбиты. Вот как они выглядят для различных значений l при п=2, 3, 4.

Однако теория строения атома Бора – Зоммерфельда соединяло в себе классические и квантомеханические представления и, таким образом, была построена на противоречиях. Основные недостатки теории Бора – Зоммерфельда заключаются в следующем:

1. Теория не способна объяснить все детали спектральных характеристик атомов.

2. Она не даёт возможности количественно рассчитать химическую связь даже в такой простой молекуле, как молекула водорода.

Зато было твёрдо установлено фундаментальное положение: заполнение электронных оболочек в атомах химических элементов происходит начиная с третьей, М-оболочки не последовательно, постепенно до полной ёмкости (т. е. так, как это было у К- и L -оболочек), а ступенчато. Иначе говоря, построение электронных оболочек на время прерывается из-за того, что в атомах появляются электроны, принадлежащие другим оболочкам.