Атом (від грец. άτομοσ – неділимий)- найменша частинка хімічного елементу, яка зберігає всі його
хімічні властивості.
Загальна характеристика будови атома
Сучасні уявлення про будову атома базуються на квантовій механіці.
На популярному рівні будову атома можна викласти у рамках хвильової моделі, яка опирається на модель Бора, але враховує також додаткові відомості з квантової механіки.
Хвильові функції орбіталей електронів атому водню.
Відповідно до цієї моделі:
Атоми складаються із елементарних частинок (протонів, електронів, та нейтронів), хоча більша частина об'єму атома є порожньою.
Ядро оточене електронами, кількість електронів дорівнює кількості протонів у ядрі, кількість протонів дорівнює порядковому номеру елементу в періодичній системі.
Сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному зарядові протонів.
У нейтральному атомі ядро оточене такою ж кількістю електронів як і кількість протонів, що знаходиться в ядрі.
Атоми одного елемента з різною кількістю нейтронів називаються ізотопами.
В центрі атома знаходиться крихітне, позитивно заряджене ядро, що складається із протонів та нейтронів.
Ядро атому приблизно в 10,000 разів менше ніж сам атом. Таким чином, якщо збільшити атом до розмірів аеропорту Бориспіль, розмір ядра буде меншим від розміру кульки для настільного тенісу.
Більшу частину об'єму атома займають орбіталі що містять електрони у певній конфігурації.
Кожна орбіталь може містити до двох електронів, що характеризуються трьома квантовими числами: основним, орбітальним і магнітним.
Кожен електрон на орбіталі має унікальне значення четвертого квантового числа: спіну.
Орбіталі не є фізичним об'єктом, а є ймовірностями розподілу того, де саме два електрони із однаковими значеннями перших трьох квантових чисел можуть перебувати.
"Границею" орбіталі вважається відстань, на котрій імовірність того що електрон може перебувати поза нею є меншою 90%.
Коли електрони приєднуються до атому, вони опускаються на орбіталь із найнижчою енергією.
Лишень електони на зовнішній орбіталі можуть брати участь в утворенні атомних зв'язків.
Атоми можуть віддавати і приєднувати електрони, стаючи негативно або позитивно зарядженими іонами.
Хімічні властивості елемента визначаються тим, з якою легкістю ядро може віддавати або здобувати електрони. Це залежить як від числа електронів, зв'язаних з ядром, так і від сили заряду, що притягає їх.
Розмір атома
Розмір атома є величиною, що важко піддається вимірюванню, оскільки густина електронної хмари із збільшенням відстані від ядра швидко прямує до нуля. Для атомів, що утворюють тверді кристали, відстань між суміжними вузлами кристалічної решітки може слугувати наближеним значенням їхнього розміру. Для атомів що кристалів не формують, використовують інші техніки оцінки, включаючи теоретичні розрахунки. Наприклад, розмір атому водню оцінюють як 1.2×10-10 м). Порівняйте це значення із розміром протона (що є ядром атому водню): 0.87×10-15 м. Таким чином, ядро атому водню в 100,000 разів менше ніж сам атом. Атоми інших елементів зберігають приблизно те саме співвідношення в межах коефіцієнту поправки 2. Причиною цього є те, що елементи із більшим позитивно зарядженим ядром притягують електрони сильніше.
Модель Бора
Модель атома Нільса Бора
Модель Бора, це фізична модель що описує атом як маленьке позитивно заряджене ядро із негативно зарядженими електронами на орбітах на різних рівнях, що нагадує структуру сонячної системи. Завдяки своїй простоті, модель Бора досі широко використовується та викладається.
Її поява була спричинена нагальною потребою пояснити на початку XX-го століття результати експериментів Ернеста Резерфорда. Він встановив, що атом складається із ядра навколо котрого обертаються електрони. Незбагненним для тогочасних фізиків було те, чому електрони, що обертаються навколо ядра не падають по спіралі на нього. Справді, згідно з класичною теорією електромагнетизму електрон, який обертається навколо ядра повинен випромінювати електромагнітні хвилі (світло), що призведе до поступової втрати ним енергії та падіння на ядро. Тому яким чином атом може взагалі існувати? Більш того, дослідження електромагнітного спектру атомів показали, що електрони в атомі можуть випромінювати світло лишень певної частоти.
Ці труднощі були подолані в моделі запропонованій Нільсом Бором в 1913, яка показує що:
Електрони можуть знаходитись лише на орбітах що мають дискретні квантовані енергії. Тобто можливими є не будь-які орбіти, а лише деякі специфічні. Точні значення енергій допустимих орбіт залежать від атому.
Закони класичної механіки незастосовні коли електрони переходять із однієї допустимої орбіти на іншу.
Коли електрон переходить із однієї орбіти на іншу, різниця в енергії випромінюється (або поглинається) єдиним квантом світла (фотоном), частота якого напряму залежить від енергетичної різниці між двома орбітами.
 де ν це частота фотона, E - різниця енергій,
а h константа пропорційності, також відома як стала Планка.
Визначивши, що  можна записати  де ω це кутова частота фотона.
Допустимі орбіти залежать від квантованих значень кутового орбітального моменту L, що описується рівнянням
 де n = 1,2,3,… та називається квантовим числом кутового моменту.
Ці припущення дозволили пояснити результати тогочасних спостережень, наприклад, чому спектр складається із дискретних ліній. Припущення (4) стверджує що найменше значення n це 1. Відповідно, найменший допустимий радіус атома дорівнює 0.526 Å (0.0529 нм = 5.28 · 10-11 м). Це значення відоме як радіус Бора.
Іноді модель Бора називають напівкласичною, через те, що хоча вона включає деякі ідеї квантової механіки, вона не є повним квантовомеханічним описом атома водню. Проте модель Бора була значним кроком до створення такого опису.
При строгому квантовомеханічному описі атома водню рівні енергії знаходяться із розв'язку стаціонарного рівняння Шредінгера. Ці рівні характеризуються трьома зазначеними вище квантовими числами, формула для квантування кутового моменту інша, квантове число кутового моменту дорівнює нулю для сферичних s-орбіталей, одиниці для витягнутих гантелеподібних p-орбіталей і т.д. (дивись рисунок вгорі).
Ізотопи
В загальному випадку атоми характеризуються атомним номером, що відповідає кількості протонів в атомному ядрі. Атомний номер визначає якому елементові належить атом. Наприклад, атоми вуглецю містять 6 протонів. Всі атоми із таким самим атомним номером посідають багато таких же фізичних характеристик та демонструють такі ж хімічні властивості. Елементи перелічені в періодичній таблиці в порядку зростання атомного номеру.
Атомна маса це загальна кількість протонів та нейтронів в атомі елементу, оскільки протон та нейтрон мають масу 1 а.о.м. Нейтрони в ядрі не впливають на те, якому елементові належить атом, але хімічний елемент може мати атоми із однаковою кількістю протонів і різною кількістю нейтронів. Такі атоми мають однаковий атомний номер, але різну атомну масу, й називаються ізотопами елементу. Коли пишуть назву ізотопу, після неї пишуть атомну масу. Наприклад, ізотоп вуглець-14 містить 6 протонів та 8 нейтронів, що в сумі складає атомну масу 14. Інший популярний метод нотації полягає в тому, що атомна маса позначається верхнім індексом перед символом елементу. Наприклад, вуглець-14 позначаєтся, як 14C.
Атомна маса елементу наведена в періодичній таблиці є усередненим значенням маси ізотопів що зустрічаються в природі. Усереднення проводиться відповідно до поширеності.
Чимало ізотопів хімічних елементів нестабільні й розпадаються з часом. Це явище використовується радіоелементним аналізом для визначення віку об'єктів, що має велике значення для архіології та палеонтології.
Енергія атома та її квантування
Значення енергії, які може мати атом, обчислюються й інтерпретуються, виходячи з положень квантової механіки. При цьому враховуються такі фактори, як електростатична взаємодія електронів з ядром та електронів між собою, спіни електронів, принцип нерозрізнюваності часток. У квантовій механіці стан, в якому перебуває атом описується хвильовою функцією, яку можна знайти з розв'язку рівняння Шредінгера. Існує певний набір станів, кожен із яких має певне значення енергії. Стан із наймешою енергією називається основним станом. Інші стани називаються збудженими. Атом перебуває в збудженому стані скінченний час, випромінюючи рано чи пізно квант електромагнітного поля (фотон) і переходячи в основний стан. В основному стані атом може перебувати довго. Щоб перейти в збуджений стан, йому потрібна зовнішня енергія, яка може надійти до нього тільки із зовнішнього середовища.
Можливі стани атома індексуються квантовими числами, такими як спін, квантове число орбітального моменту, квантове число повного моменту.
Атом випромінює чи поглинає світло лише певних частот, які відповідають різниці енергій його станів.
Электронні оболонки складних атомів
Складні атоми мають десятки, а для дуже важких елементів, навіть сотні електронів. Згідно з принципом нерозрізнюваності часток електронні стани атомів формуються всіма електронами, й неможливо визначити, де перебуває кожен із них. Однак, в так званому одноелектронному наближенні, можна говорити про певні енергетичні стани окремих електронів.
Згідно з цими уявленнями існує певний набір орбіталей, які заповнюються електронами атома. Ці орбіталі утворюють певну електронну конфігурацію. На кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів (принцип виключення Паулі). Орбіталі групуються в оболонки, кожна з яких може мати лише певне фіксоване число орбіталей (1, 4, 10 тощо). Орбіталі поділяють на внутрішні й зовнішні. В основному стані атома внутрішні оболонки повністю заповнені електронами.
На внутрішніх орбіталях електрони перебувають дуже близько до ядра й сильно до нього прив'язані. Щоб вирвати електрон з внутрішньої орбіталі потрібно надати йому велику енергію, до кількох тисяч електрон-вольт. Таку енергію електрон на внутрішній оболонці може отримати лише поглинувши квант рентгенівського випромінювання. Енергії внутрішніх оболонок атомів індивідуальні для кожного хімічного елемента, а тому за спектром рентгенівського поглинання можна ідентифікувати атом. Цю обставину використовують в рентгенівському аналізі.
На зовнішній оболонці електрони перебувають далеко від ядра. Саме ці електрони беруть участь в формуванні хімічних зв'язків, тому зовнішню оболонку називають валентною, а електрони зовнішньої оболонки валентними електронами.
Квантові переходи в атомі
Між різними станами атомів можливі переходи, викликані зовнішнім збуренням, найчастіше електромагнітним полем. Внаслідок квантування станів атома оптичні спектри атомів складаються із окремих ліній, якщо енергія кванта світла не перевищує енергію йонізації. При вищих частотах оптичні спектри атомів стають неперервними. Ймовірність збудження атома світлом падає із подальшим ростом частоти, але різко зростає при певних характерних для кожного хімічного елемента частотах в рентгенівському діапазоні.
Збуджені атоми випромінюють кванти світла з тими ж частотами, на яких відбувається поглинання.
Переходи між різними станами атомів можуть викликатися також взаємодією із швидкими зарядженими частками.
Хімічні та фізичні властивості атома
Хімічні властивості атома визначаються в основному валентними електронами - електронами на зовнішній оболонці. Кількість електронів на зовнішній оболонці визначає валентність атома.
Атоми VIII групи головної підгрупи періодичної таблиці елементів мають повністю заповнену зовнішню оболонку, а для переходу електрона на наступну оболонку потрібно надати атому дуже велику енергію. Тому ці атоми інертні, не схильні вступати в хімічні реакції. Інертні гази зріджуються й кристалізуються тільки при дуже низьких температурах.
Атоми I групи головної підгрупи періодичної таблиці елементів мають на зовнішній оболонці один електрон, і є хімічно активними. Їхня валентність дорівнює 1. Характерним типом хімічного зв'язку для цих атомів у кристалізованому стані є металічний зв'язок.
Атоми II групи головної підгрупи періодичної таблиці в основному стані мають на зовнішній оболонці 2 s-електрони. Їхня зовнішня оболонка заповнена, тому вони мали б бути інертними. Але для переходу із основного стану із конфігурацією електронної оболонки s2 у стан із конфігурацією s1p1 потрібно дуже мало енергії, тож ці атоми мають валентність 2, проте вони проявляють меншу активність.
Атоми III групи головної підгрупи періодичної таблиці елементів мають у основному стані електронну конфігурацію s2p1. Вони можуть проявляти різну валентність: 1, 3, 5. Остання можливість виникає тоді, коли електронна оболонка атома доповнюється до 8 електронів і стає замкнутою.
Атоми IV групи головної підгрупи періодичної таблиці елементів здебільшого мають валентність 4 (наприклад, вуглекислий газ CO2), хоча можлива й валентність 2 (наприклад, чадний газ CO). До цієї групи належить Карбон - елемент, який утворює найрізноманітніші хімічні сполуки. Сполукам Карбону присвячений особливий розділ хімії - органічна хімія. Інші елементи групи - Силіцій, Германій при звичайних умовах є твердими напівпровідниками.
Елементи V групи головної підгрупи мають валентність 3 або 5.
Елементи VI групи головної підгрупи періодичної таблиці в основному стані мають конфігурацію s2p4 і загальний спін 1. Тому вони двовалентні. Існує також можливість переходу атома в збуджений стан s2p3s1 зі спіном 2, в якому валентність дорівнює 4 або 6.
Елементам VII групи головної підгрупи періодичної таблиці не вистачає одного електрона на зовнішній оболонці для того, щоб її заповнити. Вони здебільшого одновалентні. Проте можуть вступати в хімічні сполуки в збуджених станах, проявляючи валентності 3,5,7.
Для перехідних елементів характерне заповнення зовнішньої s-оболонки, перш ніж повністю заповнюється d-оболонка. Тому вони здебільшого мають валентність 1 або 2, але в деяких випадках один із d-електронів бере участь в утворенні хімічних зв’язків, і валентність стає рівною трьом.
|