Будова атома. Значення Періодичного закону у вивченні будови атома

ВСТУП. ПОВТОРЕННЯ ОСНОВНИХ ПИТАНЬ КУРСУ ХІМІЇ СЕРЕДНЬОЇ ШКОЛИ

ПОЯСНЮВАЛЬНА ЗАПИСКА

БЕРДИЧІВ 2010

ЗІЛІНСЬКА Т. Л.

ДО ЗАНЯТЬ

З ХІМІЇ

ДОМАШНІ ЗАВДАННЯ

ПОСІБНИК ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ

ДЛЯ СТУДЕНТІВ ВСІХ ГРУП ПЕРШОГО КУРСУ

Автор-укладач

Хімія є однією з найважливіших наук, відомих людству. Вона належить до тих природничих дисциплін, які розглядають питання, що мають безпосереднє відношення до повсякденних турбот людини. В той же час хімія є досить складною наукою, тому потребується наполегливість і систематичність при її вивченні. З огляду на це викладачами циклової комісії фізико-хіміко-математичних дисциплін розроблено даний посібник. Він створений задля досягнення наступних цілей:

- полегшення розуміння студентами навчального матеріалу;

- відтворення в їх пам’яті певних ключових вмінь та навичок (наприклад, правила складання хімічних формул, зрівнювання рівнянь хімічних реакцій, написання електронних формул атомів елементів, визначення ступеня окиснення тощо);

- підвищення ефективності самопідготовки студентів до занять.

Посібник містить відомості для поновлення практичних вмінь студентів. Вони зазначені у першому розділі посібника. Окрім того в посібнику є посилання на збірник „600 задач з хімії”, автор Кукса С.П., де студенти можуть знайти алгоритми розв’язку задач, що зустрінуться їм при підготовці домашніх завдань. Ці посилання є після наведених текстів.

Ми глибоко переконані в тому, що любов до предмету виникає лише тоді, коли є його розуміння. А останнє може прийти лише в результаті наполегливої праці. Полегшити її студентам – одна з цілей авторів посібника.

Щасти вам на шляху вивчення такої нелегкої, але цікавої і потрібної науки – хімії.

АВТОР

ВІДНОВІТЬ ЗНАННЯ І НАВИЧКИ!

Думка про дискретну (переривчасту) будову всього сущого зародилася в глибокій древності. Колискою атомістики по праву вважають Древню Грецію. Для пошуку першопричин у своїх дискусіях древньогрецькі філософи розв’язували логічні задачі, однією з яких була задача про камінь: що буде, якщо почати його подрібнювати? Більшість тогочасних вчених вважали, що цей процес може тривати до нескінченності. Лише Левкіпп (500 – 440 р. до н.е.) та його школа стверджували, що процес цей не може бути нескінченним: при подрібненні врешті решт “доберемося” до такої частинки, поділ якої вже буде неможливим. На основі цього Левкіпп стверджував, що матеріальний світ дискретний, тобто складається з найдрібніших частинок і пустоти.

Учень Левкіппа Демокріт (460 –370 р. до н.е.) назвав ці найдрібніші часточки “неподільними”, що грецькою звучить “атомос”. Цю назву ми використовуємо дотепер. Демокріт, розвиваючи атомістику, приписав атомам такі властивості, як розмір та форму, здатність рухатися. За цим вченням різноманітність тіл визначається насамперед різноманітністю форм та розмірів атомів. Послідовник Демокріта Епікур (342 – 270 р. до н.е.) надав тогочасній атомістиці довершеності, передбачивши, що в атомів існує внутрішнє джерело руху і вони здатні взаємодіяти один з одним. Передба-чалося також існування якихось “гачечків” та “петельок”, якими ніби то кріпилися атоми один до одного, що туманно нагадувало валентність.

Уявлення древніх греків були геніальним здогадом, передбаченням, яке не могло мати на той час жодного матеріального підтвердження. Про це вчення не згадували 20 століть. І лише у ХУІІ ст.. ідеї древньогрецьких атомістів були відроджені завдяки роботам французького філософа Пьєра Гассенді (1592 – 1655), який 20 років життя витратив на збирання та систематизацію праць древньогрецьких філософів. Про атоми знову заговорили в період зародження природничих наук. Роберт Бойль, Джордано Бруно, ІсаакНьютон та інші вчені епохи Відродження певною мірою визнавали існування атомів. Найпослідовнішим атомістом ХУІІІ століття був М.В.Ломоносов (1711 –1765)

Гіпотеза про атомну будову матерії була визнана лише в середині ХІХ ст. у формі, запропонованій англійським вченим Дж. Дальтоном (1776 – 1844). На час появи атомної гіпотези Дальтона був відомий закон збереження маси, а згодом було відкрито закони постійності складу, еквівалентів, які можна аргументувати лише з позицій атомістики. Це стало вагомим аргументом на користь атомного вчення. Дальтон, як і всі його попередники, вважав атоми неподільними, найменшими частинками матерії, і ця думка існувала в науці до ХІХ ст.

В кінці ХІХ – початку ХХ ст. були відкриті явища, пояснити які можна лише з позицій складності і подільності атомів.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва (1834 – 1907) послужив наряду з іншим також поштовхом до вивчення будови атома. На той час атом продовжували вважати не лише найдрібнішою, але й неподільною (елементарною) частинкою. Запереченням цього, прямим доказом складності атома стало відкриття самовільного розпаду атомів деяких елементів, назване радіоактивністю. Досліди французького вченого А. Бекереля по впливу урановмісних солей на фотопластинку, відкриття П’єром та Марією Кюрі нових радіоактивних елементів, встановлення Е.Резерфордом природи α-, β- та γ-променів, що утворюються при радіоактивному розпаді, та виявлення ядер атомів діаметром 10^-6 нм, які займають незначну частину атома (адже на той час уже було встановлено, що атом має діаметр 10^-1 нм), визначення Р.Міллікеном заряда електрона, доведення Дж.Франком та Г.Герцом дискретності його енергії в атомі, встановлення Г.Мозлі заряду ядра, рівного номеру елемента, відкриття Е.Резерфордом протона та Дж.Чедвіком нейтрона дозволили запропонувати наступну модель будови атома: в центрі – позитивно заряджене ядро, яке має значну масу і займає незначний об’єм, містить протони та нейтрони, число протонів дорівнює порядковому номеру елемента, сума числа протонів та електронів – масовому числу, позитивний заряд зосереджений в ядрі, навколо ядра атома рухаються негативно заряджені електрони, масою яких можна знехтувати., число яких рівне числу електронів, чому атом в цілому є електронейтральним.

До того існувало декілька моделей атомів. Так, у 1903 році англійський фізик Дж.Томпсон запропонував щодо будови атома так звану “модель сливового пудинга” (чи “булки з родзинками” в українському перекладі), згідно з якою атом складається з позитивного заряду, рівномірно розподіленого по всьому об’єму атома, та негативно заряджених електронів, що коливаються всередині позитивного заряду (“родзинки”).

Е.Резерфорд запропонував планетарну модель будови атома, згідно з якою ядро знаходиться всередині атома, а електрони рухаються навколо нього орбітами, як планети навколо Сонця. Заряди електронів врівноважуються позитивним зарядом ядра, і атом в цілому електронейтральний. Центробіжна сила, що виникає внаслідок обертання електронів навколо ядра, врівноважується електростатичним притяганням електронів до позитивно зарядженого ядра.

Планетарна, або ядерна модель будови атома, була значним кроком науки на шляху вивчення будови атома, проте вона на могла пояснити деякі твердо встановлені наукові факти, вступала з ними в протиріччя. Так, неможливо було пояснити стійкість атома. Обертаючись навколо ядра, електрон повинен був би частину своєї енергії віддавати у вигляді електромагнітних коливань. Це мало б призвести до порушення рівноваги між електростатичним притяганням та центробіжною силою, що виникає внаслідок обертання електрона навколо ядра. Для встановлення рівноваги електрон мав би переміститися ближче до ядра і в кінці кінців просто впасти на ядро. Тоді б атом завершив своє існування. Але насправді атоми дуже стійкі, і такого не відбувається, вони існують нескінченно довго. Не пояснювала ця модель також спектри атомів.

Наступним кроком стала модель будови атома, запропонована датським фізиком Нільсом Бором. Вона об’єднала в собі ядерну модель будови атома та квантову теорію світла. Згідно цієї теорії, електрони рухаються навколо ядра строго визначеними, “дозволеними” орбітами, тому електрон не випромінює електромагнітної енергії. Ця теорія перебувала у суперечності з положеннями класичної фізики, що дозволяють рух електронів будь-якими орбітами навколо ядра атома. Проте вона була блискуче підтверджена експериментально.

Періодичний закон і періодична система елементів Д.І.Менделєєва суттєво вплинули на розвиток хімії. Періодичний закон став міцною основою для класифікації хімічних елементів і об’єднання їх у струнку систему. Властивості окремого елемента можна повною мірою зрозуміти лише у зв’язку з властивостями решти елементів, у зв’язку з положенням даного елемента у періодичній системі.

Завдяки періодичному закону хімія перестала бути описовою наукою. Періодичний закон дав можливість передбачити існування ще невідкритих елементів, описати властивості цих елементів та їх сполук.

Важливе значення мала періодична система для вирішення питання про валентність і атомні маси деяких елементів. Атомні маси багатьох елементів були уточнені на основі періодичної системи ще самим Менделєєвим.

Велику роль зіграв періодичний закон в успішному розвитку теорії будови атома, а ця теорія, в свою чергу, допомогла краще розкрити фізичну суть періодичного закону. Найважливіші відкриття фізиків у галузі будови атома перевіряються з точки зору періодичного закону. Ґрунтуючись на періодичному законі, фізики синтезували ряд трансуранових елементів, які доповнили періодичну систему і зробили її ще стрункішою.

Заповнення електронних орбіталей атомів

Двоїсту корпускулярно-хвильову природу спочатку було встановлено для світла. Явища інтерференції та дифракції пов’язані з хвильовими властивостями світла, а явища фотоефекту та світлового тиску із його корпускулярною природою.

Австрійський вчений Е.Шредінгер та ряд інших вчених розробили основні положення квантової або хвильової механіки, в якій враховано і корпускулярні, і хвильові властивості мікрочастинок. В основі хвильової механіки лежить хвильове рівняння, яке є диференційним рівнянням другого порядку в частинних похідних. У процесі розв’язання хвильового рівняння знаходять значення числової функції Ψ (псі) в різних точках навколо ядерного простору Ψ(x,y,z). Квадрат хвильової функції |Ψ²| є пропорційним імовірності перебування електрона в даному елементарному об’ємі з координатами x,y,z. Отже, квантова механіка не визначає положення електрона в навколоядерному просторі та його швидкість. Задається лише імовірність перебування електрона в навколоядерному просторі та його енергія.

Розподіл імовірностей перебування електрона в навколоядерному просторі зображають у вигляді електронної хмари, густина якої в різних ділянках пропорційна ймовірності перебування електрона. Електронна хмарка в принципі нескінченна, але можна виділити таку її частину, всередині якої перебування електрона найбільш імовірне. Цю область простору називають орбіталлю. Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежить від значень трьох квантових чисел – головного n, орбітального l та магнітного m, які вводяться при розв’язанні хвильового рівняння.

Головне квантове число характеризує запас енергії електрона в атомі або енергетичний рівень і може набувати цілочисельних значень 1, 2, 3...∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня, який, крім цифр, позначається ще певною літерою латинського алфавіту: 1 – K, 2 – L, 3 – M,

4 – N/ 5 – O, 6 – P, 7 – Q тощо.

Так, якщо n = 3, електрон перебуває на третьому енергетичному рівні, або в М-шарі. Із збільшенням значення n збільшується запас енергії електрона і зростають розміри електронної хмари.

Із зростанням n енергія електрона в атомі збільшується стрибками, але величина самих стрибків від рівня n до рівня n + 1 поступово зменшується, тобто з віддаленням від ядра спостерігається зближення рівнів за енергією. Для будь-якого атома число n змінюється від 1 до ∞.

Квантовий стан атома з найменшою енергією електрона називається нормальним або основним, усі інші квантові стани є збудженими. З переходом електрона з вищого рівня на нижчий виділяється квант, енергія якого дорівнює різниці енергій відповідних рівнів. Якщо ж електрон переходить з нижчого рівня на вищий, то квант енергії відповідно поглинається. Кожному електронному переходу для атомів одного і того ж елемента відповідає виділення (поглинання) квантів з певною частотою, тобто виникає певна лінія в спектрі.

Орбітальне квантове число l характеризує підрівень, на якому перебуває електрон. Це квантове число набуває цілочисельних значень від 1 до n – 1. Підрівні позначають малими буквами латинського алфавіту, яким відповідають такі чисельні значення: 0 – s, 1 – p, 2 – d, 3 – f.

В багатоелектронних атомах електрони зазнають не тільки притягання до ядра, але й відштовхуються один від одного. Тому в таких атомах електрони, що перебувають на різних підрівнях, різняться за енергією, причому із зростанням l енергія підрівнів у межах того самого рівня збільшується.

На кожному рівні l може набувати n значень, тобто число підрівнів відповідає номеру рівня. Так, на другому рівні (n = 2) l набуває двох значень: 0 і 1. Це відповідає наявності підрівнів s і p, які позначаються 2s і 2p. На четвертому енергетичному рівні l набуває чотирьох значень: 0, 1, 2, 3 і тому цей рівень складається з чотирьох підрівнів: 4s, 4p, 4d, 4f.

Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, але й форма орбіталей. Так, s-орбіталі мають кулясту форму. P- орбіталі – форму гантелі, d- орбіталі мають форму схрещених гантелей, а f-орбіталі мають ще складнішу форму.

Орбіталі одного підрівня можуть мати різну орієнтацію в просторі. Це було підтверджено експериментально при вивченні спектрів атомів, розміщених в магнітному полі. Орієнтація орбіталей в просторі залежить від значень магнітного квантового числа m. Це квантове число на кожному підрівні може набувати всіх можливих цілих значень від – l до + l, включаючи 0, тобто (2l + 1) значень. Отже, значення магнітного квантового числа залежить від орбітального квантового числа. Так, на s-підрівні m набуває тільки одного значення 0, оскільки l = 0. Тому s-підрівні зображають однією кулястою орбіталлю.

На p-підрівні, де l = 1, m набуває трьох значень: -1, 0, +1, кожному з яких відповідає одна орбіталь (всього три орбіта лі) Зорієнтовані p-орбіталі вздовж осей координат, тому їх позначають p_x , p_y, p_z.

На d- підрівні (l = 2) m набуває п’яти значень: -2, -1, 0, +1, +2, що відповідає п’яти різним орієнтаціям d-орбіталі. І нарешті, на f-підрівні (l = 3) m набуває семи значень: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, кожному з яких відповідає своя f-орбіталь, усього сім орбіталей.

Отже, число орбіталей на кожному підрівні відповідає числу значень m, тобто, (2l + 1). Кожна електронна орбіталь в атомі характеризується певним набором квантових чисел n, l та m. Схематично її зображають у вигляді клітинки і називають енергетичною коміркою.

Загальне число орбіталей на кожному енергетичному рівні дорівнює n².

Електрон має власний магнітний момент, який називають спіном. Вектор спіна може зорієнтуватися відносно вектора зовнішнього магнітного поля двома різними способами. Відповідно до цього введено спінове квантове число m_s, яке може набувати двох значень + та - . У наближеному модельному зображенні це пов’язують з рухом електрона навколо своєї осі за та проти годинникової стрілки.

Таким чином, кожен електрон в атомі характеризується чотирма квантовими числами. Три з них – n, l та m – характеризують орбіталь, на якій перебуває електрон, четверте m_s – орієнтацію вектора спіна. Швейцарський учений В. Паулі сформулював важливий принцип, який прийнято називати “забороною Паулі”:

Дата добавления: 2015-05-24