Будова атомів та елементарні частинки

19.09.2015

Будова атомів і елементарні частинки

Е. Резерфорд (1871 — 1937), досліджуючи закони розсіювання α-частинок, якими він бомбардував атоми різних елементів, виявив в атомах важкі ядра з діаметром близько 10Ф (1Ф = 10 -13 см = 10-15 м = 1 фм (фемтометр)).Далі виявилося, що ядро у порівнянні з самим атомом настільки мало, що ймовірність попадання зарядженої частинки в ядро становить приблизно 1:100 000. Це відкриття дозволило Резерфорду в 1911 році запропонувати планетарну модель атома, на основі якої в 1913 році Н.Бор (1885 — 1962) поклав початок квантової теорії атома. Згідно Бору, найлегший атом водню складається з важкого позитивно зарядженого ядра (протона), навколо якого обертається легкий негативно заряджений електрон.

Чітких меж ядра атомів не мають. Діаметр ядра Н дорівнює 1.45 Ф, діаметр ж атома Н близько 100 000 Ф. Діаметр ядра атома U дорівнює 9 Ф. Таким чином, розміри ядра атомів у періодичній системі елементів від H до U збільшуються приблизно в 6 разів.

В даний час, вивчення мікрооб’єктів і мікрособитій стало можливим завдяки поєднанню теоретичних успіхів квантової механіки і найтонших фізичних експериментів. Закони квантової механіки дозволили з’ясувати будову атомів, зрозуміти пристрій їх ядер і властивості, що складають атоми, елементарні частинки.

В даний час відомо декілька сотень елементарних частинок. Вони розділяються між собою по:

а) масі на важкі – баріони, середні – мезони і легкі – лептони з фотонами;

б) стосовно принципу Паулі на підкоряються – ферміони і частинки з цілим або нульовим спіном – бозони;

в) участі в сильних взимодействиях – адрони і в слабких взаємодіях – фотони, електрони, мюоны, тау-лептони, нейтрино.

Будова атомних ядер

Ядра атомів складаються з елементарними частками – протонами (+) і нейтронами (0). Маса протона mp = (1.672614±0.0000086)*10 -24 г, що в 1836 разів більше маси електрона. Число протонів у ядрі дорівнює атомному номеру елемента Z, визначає його положення в періодичній системі елементів. Нейтрон має масу, рівну приблизно 1,75*10-24 г, тобто в 1840 разів більшу, ніж у електрона. Заряд нейтрона дорівнює нулю. Нейтрон стійкий тільки в складі стабільних атомних ядер. Вільний нейтрон – нестабільна частинка, що розпадається за схемою n→ p+e- +νe. У речовині, внаслідок поглинання нейтронів ядрами атомів, вільні нейтрони існують лише одиниці–сотні мікросекунд.

Ядерна речовина має величезну щільність, оцінену Я. І. Френкелем у 10 14 г/см 3. тобто 1 см 3 ядерної речовини важить від 100 до 600 млн. тонн. Ядра атомів несуть позитивний заряд. Найвища щільність заряду у ядра атома H – протона, чим більше маса ядра, тим менший заряд воно має.

Ядерні сили, що зв’язують нуклони (протони і нейтрони) у ядро залишаються не до кінця розгаданими, відомо, що вони в тисячі разів перевищують сили електростатичної взаємодії протона і нейтрона. Особливістю ядерних сил є те, що вони діють на дуже малих відстанях, і на відстані 4 Ф їхня роль стає несуттєвою. Япоснкий фізик Х. Юкава вперше пояснив природу ядерних сил особливою формою випромінювання нуклонів, що виражається в безперервному обміні останніх мезонами — частинками з масою приблизно в 300 раз перевищує масу електронів. У 1947 році мезони були встановлені у складі космічного випромінювання і в даний час експериментально підтверджена важлива роль мезонів в ядерній взаємодії.

Структура атомних ядер залишається однією з найскладніших проблем своременной фізики. Існує кілька моделей атомних ядер (модель «рідкої краплі», модель фермі-газу, оптична, колективна, оболочечная), однак всі вони використовуються як більш чи менш близькі до реальності гіпотези. Згідно широко розповсюдженої оболонкової моделі, кожен нуклон у ядрі знаходиться в певному квантовому стані і знаходиться на відповідальному цього стану рівні, який може заповнюватися певним числом нуклонів. Ядра, в яких повністю заповнені рівні з числом протонів або нейтронів 2, 8, 20, 28, 40, 50, 82, 126, називаються магічними. Вони відрізняються від сусідніх ядер підвищеною стійкістю, більшою поширеністю та іншими властивостями.

По співвідношенню в ядрах числа протонів і нейтронів прийнято називати ізотопами атоми з одним і тим же числом протонів, але з різним числом нейтронів. У изотопах Z постійно, N і A — переменны.

Ізобари – атоми з різним числом протонів, але з однаковим масовими числами. У изобарах А постійно, Z і N — переменны.

Изотоны – атоми з різним числом протонів і різними значеннями масового числа, але з однаковим числом нейтронів. У изотонах постійно N, Z і A – переменны.

Атоми з однаковим складом ядра можуть перебувати в різних енергетичних станах. Їх називають ізомерами. Ізомери мають різні фізичні властивості, наприклад період плураспада радіоактивних ядер і енергію зв’язку нуклонів.

Основні властивості атомів і іонів

Орбітальні радіуси – радіуси максимумів радіальної щільності електронів зовнішньої орбіталі. Вони відображають розміри атомів або іонів у вільному стані, тобто поза хімічного зв’язку. Ефективним іонним або атомним радіусом називають розмір атома або іона у з’єднанні. Вони визначаються через довжину зв’язку – відстань між центрами атомів або іонів, що визначається рентгенівськими методами. Існуючі системи ефективних іонних радіусів розраховані щодо величини радіуса іона кисню, що становить від 0,132 до 0,14 нм. Для елементарних іонів одного і того ж елемента встановлено, що радіус катіона менше радіуса атома, а останній, в свою чергу менше радіуса аніона.

В залежності від положення в Періодичній системі встановлені основні закономірності зміни радіусів атомів:

1) радіуси збільшуються в групах з ростом атомного номера у зв’язку із збільшенням кількості електронних оболонок;

2) радіуси зменшуються в періодах із збільшенням заряду ядра;

3) найбільш близькі по радіусу елементи розташовуються по діагоналі один від одного;

4) для лантаноїдів та актиноїдів радіуси зменшуються із зростанням порядкового номера в результаті збільшення заряду ядра і заповнення електронами f-підрівні («лантаноидное стиснення»), внаслідок цього, радіуси елементів, розташованих у періодичній системі після лантаноїдів, Hf, Ta, W, практично не відрізняються від аналогічних елементів попереднього періоду: Zr, Nb, Mo.

Валентність (ступінь окислення) – міра заряду іона або кількість відданих електронів або приєднаних атомом при утворенні іона.

Потенціал іонізації – енергія, необхідна для видалення електрона з атома. З ростом атомного номера потенціали іонізації збільшуються в періоді зменшуються в групі. Зворотною величиною до потенціалу іонізації є спорідненість до електрону .

Электроотрицательность – здатність атома або іона при вступі до з’єднання притягувати електрони. Электроотрицательность є функцією від потенціалу іонізації та спорідненості до електрона. Її величина залежить від заряду ядра атома, його валентності у даному сполученні та будови електронних оболонок.

У періоді электроотрицательность мінімальна для лужних металів і збільшується до галогенам. Для литофильных катіонів вона зменшується в групі зі збільшенням іонного радіусу. Для халькофильных елементів электроотрицательность вище, ніж у литофильных з тієї ж групи Періодичної системи.

Елементи з різко різної электроотрицательностью утворюють сполуки з іонним типом зв’язку. Близькі і високі значення електронегативності призводять до утворення ковалентного зв’язку, а близькі і малі – металевої.

Іонний потенціал Картледжа (Z), рівний відношенню валентності (W) до іонному радіусу (R): Z=W/R, відображає властивості катионогенности або анионогенности елементів. Мінімальними значеннями потенціалу Картледжа мають найбільш сильні катіони (лужні, лужноземельні метали), максимальні значення Z характерні для галогенів і елементів, що утворюють кисневі аніони. Проміжні значення цього параметра характерні для амфотерних елементів.

Величина іонного потенціалу Картледжа дозволяє судити про рухливості елементів – здатності утворювати іони і мігрувати у водних розчинах. Елементи з низькими і високими значеннями Z є найбільш рухливими, а з проміжними – інертними.

Класифікація елементів за типами будови їх атомів

Якщо індивідуальність хімічного елемента визначається зарядом ядра його атомів, його хімічні властивості визначаються числом і розташуванням його зовнішніх електронів. Електрони розташовуються навколо ядра на певних відстанях відповідно до їх енергетичних рівнів. Певне число електронів утворює серії, що створюють навколо ядра «електронні оболонки».

Число електронів в кожній серії, за Паулі, 2n 2. де n – номер серії.

Наприклад, в серії n = 1, куди входять водень і гелій, може бути тільки 1 або 2 електрони, в другій серії 2 х 2 2 = 8 електронів, тобто при послідовному заповненні серії електронами від 1 до 8 повинні існувати 8 елементів, що наочно підтверджується природним рядом елементів від Li до Ne, у третій серії 2 х 3 2 = 18 елементів і 2 х 4 2 = 32 — в четвертій (від Cs до Rn). Спектральні дослідження вказують на розходження в енергії зв’язку електронів даної електронної серії (рівня), тому електрони розподіляються на підгрупи, що позначаються літерами s, p, d, f, причому в підгрупі s може бути не більше 2, p — не більше 6, d — не більше 10 і f — 14 електронів.

В залежності від свого електронної будови всі хімічні елементи можуть бути розділені на елементи-відновники, що віддають електрони і утворюють катіони, і елементи-окислювачі, які отримують електрони й утворять аніони.

З точки зору будови атомів елементи поділяються таким чином.

1. Інертні гази, не беруть участь у хімічних процесах, володіють зовнішньої 8-електронною оболонкою (у гелію 2-електронна).

II, Атоми, що утворюють іони з 8-електронною оболонкою (До, Al, Sc, Mg, Ti, Ce, Th, U, F, O, Cl, S та ін).

III. Атоми, що утворюють іони з 18-електронною оболонкою (Ag, Ga, Sn, Hg, Cd, In, Zn та ін).

IV. Атоми перехідних елементів, що займають проміжне положення між двома попередніми групами (Mn, Fe, Co, Ni, Re, Pd, Pt та ін).

У гомологів, тобто у елементів з однаковим типом будови зовнішніх електронних оболонок, але різними зарядами ядра, інакше кажучи, елементи однієї і тієї ж групи і підгрупи періодичної системи, спостерігаються такі закономірні зміни їх хімічних властивостей.

У елементів, що утворюють іони, з 8-електронної зовнішньою оболонкою, хімічна активність зростає, потенціали іонізації зменшуються, перехід з металевого стану в окисное супроводжується закономірним зростанням виділяється при цьому енергії, наприклад, від літію до натрію, калію, рубидию і цезію.

це Пояснюється тим, що у більш важких гомологів з більш складно побудованої електронною оболонкою зовнішній електрон більш віддалений від притягає його позитивно зарядженого ядра і проміжні шари електронів грають екранує роль — чим більше електронів між ядром і валентним електроном, тим слабкіше його зв’язок з ядром, тим легше він відривається, тим більше енергія реакції окислення.

Зовсім інакше йде справа у елементів з 18-електронною оболонкою. Віддаючи свої зовнішні валентні електрони при утворенні хімічних сполук, вони не досягають настільки бажаною 8-електронної оболонки; в цих елементів (Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg та ін) хімічна активність не зростає, а знижується. (Знаходження в самородному стані в ряду Cu-Ag-Au зростає з порядковим номером елемента).

У елементів, присоединяющих електрони з утворенням аніонів з 8-електронними оболонками (F, Cl, Br, J, S, Se, Te), хімічна активність (на відміну від Li, Na, K, Rb, Cs) убуває зі збільшенням порядкового номера за екрануючого дії електронних шарів, розташованих між ядром, що притягає приєднання електрон (хоча наявні електрони і компенсують повністю його заряд). Тому інтенсивність реакції сполуки з воднем убуває від фтору до йоду і від сірки до теллуру.

Що ж стосується окислювальних реакцій в тому ж ряду, то фтор оксидів практично не утворює (F2 O дуже нестійке з’єднання), кисневі кислоти хлору (HClO3 і HClO4 та ін.) значно менш стійкі, ніж відповідні сполуки йоду. Кисневі солі хлору в мінеральному світі невідомі, а кисневі сполуки йоду представлені лаутаритом Ca(JO3 )2. беллинджеритом 3Cu(JO3 )2 2H2 O, шварцем-бергитом Pb(JO 43 0)2 -6PbO-PbCl2 .

Стійкість вищих оксидів в гомологічних рядах V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc. Re збільшується з порядковим номером (або, що те ж саме, зі збільшенням атомної ваги). Так, ванадій у ендогенних мінералах і гірських породах присутній лише у вигляді тривалентного з’єднання і тільки в зоні гипергенеза зустрічається у вигляді чотирьох — і пятивалентных сполук; хром зазвичай зустрічається тільки у вигляді тривалентних з’єднань і дуже рідкісні в природі мінерали шестивалентного хрому (крокоит PbCrO4 ).

Сполуки шестивалентного молібдену типові для зони окислення, але і ендогенних умовах він зустрічається, хоча і рідко, у вигляді молибдошеелита Са(Mo,W)O4 або навіть повелита CaMoO4. Нарешті, вольфрам і ендогенних, і в екзогенних умовах зустрічається у вигляді шестивалентного (вольфрамит і шеелит) і дуже рідко у вигляді четирехвалентного (тунгстенит WS2 ). Якщо марганець в природі відомий у вигляді двох-, трьох — і четырехвалентных сполук, реній, мабуть, існує у вигляді чотирьох-шести — і семивалентных з’єднань.

Для деяких гомологічних рядів елементів, що утворюють іони з 18-електронною оболонкою, спостерігається зворотна залежність: галій зустрічається у вигляді тривалентних сполук, а талій майже виключно у вигляді одновалентних; олово — в основному у вигляді четырехвалентных сполук, а свинець — у вигляді двовалентних і лише дуже рідко в зоні окислення у вигляді четирехвалентного свинцю (платнерита). Стійкість пятивалентных сполук убуває від миш’яку до сурму і висмуту.

Необхідно торкнутися і деяких аномальних особливостей в хімічних властивостях елементів.

У рядку талій-свинець-вісмут валентності елементів (Tl +. Pb 2+. Bi 3+ ) не відповідають номеру періодичної системи на дві одиниці, інакше кажучи, в валентностях цих елементів беруть участь тільки електрони підгрупи р серії Р, а два електрони підгрупи s не беруть участь в реакціях, утворюючи шари з двох електронів, як би (в грубих рисах) імітуючи гелієву електронну оболонку. Однак ця імітація гелієвої оболонки все-таки позначається на хімічних властивостях талію, свинцю і вісмуту. Вона проявляється і в тому, що одновалентный талій схожий за своїми властивостями з лужними металами (розчинна гідроокис) і в польових шпатах, слюдах і карналлите талій изоморфно заміщує калій).

Свинець за багатьма своїми властивостями схожий з кальцієм. Важка розчинність сульфату, ізоморфізм свинцю з барієм, стронцієм і кальцієм — все це робить Pb 2+ подібним з Са 2+ .

Нарешті, тривалентний вісмут за характером своєї гідроокису і фосфату має дуже віддалене властивість з деякими властивостями скандію.

Друга аномалія в хімічних властивостях елементів полягає в тому, що деякі властивості літію, берилію, бору схожі з такими магнію, алюмінію і кремнію, тобто елементів, що мають на одиницю велику валентність. Це проявляється, наприклад, в тому, що літій подібно магнію, утворює важко розчинні фтористу, вуглекислу і фосфорнокислую солі.

Берилій, подібно до алюмінію, утворює драглисту гідроксид Ве(ОН)2. схожу з Al(ОН)3. і подібно останньої розчиняється в їдких лугах, утворюючи, наприклад, К2 ВеО2. схожий з алюмінатом К3 AlО3. Берилій утворює дуже стійкі фторо-бериллаты типу Na2 BeF4 подібно алюмінію Na3 AlF6. У ряді силікатів берилій відіграє роль, подібну з алюмінієм. Бор на відміну від всіх інших елементів своєї групи періодичної системи утворює дуже слабку борну кислоту, по ряду властивостей схожу з кремнієвою кислотою. Подібно кремнієвої кислоти, яка утворює поликремневые кислоти: авогардит KBF4 зустрічається, як і гиератит K2 SiF6. у возгонах вулканів. Бороводород ВН3 дуже нагадує собою кремневодород SiH4. а елементарний бор — елементарний кремній.

Така удавана «сдвинутость» елементів у періодичній системі на одне місце вправо обумовлена тим, що літій, берилій і бор мають порівняно дуже простим будовою свого атома і два s-електрона серії К хоча і не беруть участь в валентності, але впливають на властивості цих легких елементів як один додатково відданий електрон або ж заряд ядра, скомпенсований тільки двома електронами, впливає на хімічні властивості іонів Li +. Be 2+. B 3+. як би надаючи їм один додатковий позитивний заряд і тим самим роблячи їх схожими з Mg 2+. Al 3+. Si 4+. Нарешті, що стосується приватних аномалій, то звертає на себе увагу знаходження молібдену в ендогенних рудах і гірських породах у вигляді сульфіду (молібденіту), у той час як його найближчі аналоги хром і ванадій в цих же умовах представлені кисневими сполуками, в основному хромитом і вольфрамітові.

В протилежність молібдену олово має явно виражену схильність до утворення кисневого з’єднання — каситериту SnО2. хоча свинець і стоять праворуч і ліворуч олова індій і сурма є типовими сульфідними елементами (німеччина в більш-менш рівній мірі характерна його форма знаходження у вигляді сірчистих, так і окисних сполук).

Короткий опис статті: електронна будова атома

Джерело: Будова атомів і елементарні частинки

Також ви можете прочитати