Основные моменты отечественной войны 1812. Что мы узнали? Причины поражения Наполеона

Атом - наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру ) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен −1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц - нейтронов , не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23 Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 − 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами .

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями - ква́нтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем - высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле:
N = 2n 2 , где N - максимальное число электронов на уровне,
n - номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 1 2 = 2,

для второго N = 2 · 2 2 = 8 и т. д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх , что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием:
1
8
2

на 1-м уровне - 2 электрона,

на 2-м уровне - 8 электронов,

на 3-м уровне - 1 электрон
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:
11 Na)))
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

• максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e − ,
  на 2-м - 8 e − ,
  на внешнем уровне - 8 e − ;
• числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e − ;
2. Третий, наружный уровень содержит 1 e − (I группа)
3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 − (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление количества вещества одного из продуктов реакции, если известна масса исходного вещества.
Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка с соляной кислотой массой 146 г?

Решение:

1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль)
   (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m / M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением - число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):
   4 моль x моль
   Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
   2 моль 1 моль
5. Составляем пропорцию:
   4 моль - x моль
   2 моль - 1 моль
   (или с пояснением:
   из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода,
   а из 2 моль - 1 моль)
6. Находим x:
   x = 4 моль 1 моль / 2 моль = 2 моль

Ответ: 2 моль.

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки .

Ядро атома состоит из протонов (p + ) и нейтронов (n 0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.

Число протонов N (p + ) равно заряду ядра (Z ) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).

N (p +) = Z

Сумма числа нейтронов N (n 0), обозначаемого просто буквой N , и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А .

A = Z + N

Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е -).

Число электронов N (e -) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.

Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.

Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.

Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .

Строение электронной оболочки атома

Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.

Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s , p , d и f .

Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.

Примечание : иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".

Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень , их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.

Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s -подуровень (состоит из одной s -орбитали), условное обозначение - .
p -подуровень (состоит из трех p
d -подуровень (состоит из пяти d -орбиталей), условное обозначение - .
f -подуровень (состоит из семи f -орбиталей), условное обозначение - .

Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.

При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s , 3p , 5d означает s -подуровень второго уровня, p -подуровень третьего уровня, d -подуровень пятого уровня.

Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n . Общее число орбиталей на одном уровне равно n 2 . Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n 2 .

Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).

Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):

1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.

3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.

Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n 2 .

Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p ...

Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:

Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").

Примеры электронного строения атомов:

Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s 2 , они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s 2 , но у него есть 3d 6 , следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s 2 , а атома железа - 4s 2 3d 6 .

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.

Периодическая система - графическое выражение периодического закона.

Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.

Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.

В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).

Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные ), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.

У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.

Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).

В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.

Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается число внешних электронов,
• уменьшается радиус атомов,
• увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
• увеличивается электроотрицательность,
• усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
• ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
• ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
• возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

• увеличивается заряд ядра,
• увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
• уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
• уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
• ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
• усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
• возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
• снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Задачи и тесты по теме "Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)"."

• Периодический закон - Периодический закон и строение атомов 8–9 класс
  Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.

  Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав; изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот, определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы периодической системы.

  Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали?
  Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой N орбиталей = n 2 , где n - номер уровня. N орбиталей = 3 2 = 9. Одна 3s -, три 3p - и пять 3d -орбиталей.

  Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
  Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий.

  Убедившись, что все необходимое усвоено, переходите к выполнению заданий. Желаем успехов.

  
  Рекомендованная литература:
  • О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002;
  • Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001.

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменений (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Теория электронного строения атома построена на основе аппарата квантовой механики. Так, структура энергетических уровней атома может быть получена на основе квантовомеханических расчетов вероятностей нахождения электронов в пространстве вокруг атомного ядра (рис. 4.5 ).

Рис. 4.5 . Схема подразделения энергетических уровней на подуровни

Основы теории электронного строения атома сводятся к следующим положениям: состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n = 1, 2, 3, ; орбитальным (азимутальным)l=0,1,2, n–1 ;  магнитнымm l = –l, –1,0,1, l ;  спиновымm s = -1/2, 1/2 .

Согласно принципу Паули , в одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью четырех квантовых чиселn, l, m l , m s ; совокупности электронов с одинаковыми главными квантовыми числами n образуют электронные слои, или энергетические уровни атома, нумеруемые от ядра и обозначаемые какK, L, M, N, O, P, Q ,  причем в энергетическом слое с данным значениемn могут находиться не более, чем2n 2 электронов. Совокупности электронов с одинаковыми квантовыми числамиn иl ,  образуют подуровни, обозначаемые по мере удаления их от ядра какs, p, d, f .

Вероятностное нахождение положения электрона в пространстве вокруг атомного ядра соответствует принципу неопределенностей Гейзенберга. По квантовомеханическим представлениям, электрон в атоме не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой части пространства вокруг ядра, а различные его положения рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью . В нем заключено порядка 90% электронного облака. Каждому подуровню1s, 2s, 2p и т.д. соответствует определенное количество орбиталей определенной формы. Например,1s - и2s- орбитали имеют сферическую форму, а2p -орбитали (2p x , 2p y , 2p z -орбитали) ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях и имеют форму гантели (рис. 4.6 ).

Рис. 4.6 . Форма и ориентация электронных орбиталей.

При химических реакциях атомное ядро не претерпевает изменений, изменяются лишь электронные оболочки атомов, строением которых объясняются многие свойства химических элементов. На основе теории электронного строения атома был установлен глубокий физический смысл периодического закона химических элементов Менделеева и создана теория химической связи.

Теоретическое обоснование периодической системы химических элементов включает в себя данные о строении атома, подтверждающие существование связи между периодичностью изменения свойств химических элементов и периодическим повторением сходных типов электронных конфигураций их атомов.

В свете учения о строении атома становится обоснованным разделение Менделеевым всех элементов на семь периодов: номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. В малых периодах с ростом положительных заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого) находится щелочной металл, затем наблюдается постепенное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Эта закономерность прослеживается для элементов второго периода в таблице 4.2.

Таблица 4.2.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что и объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов.

Одинаковый характер свойств химических элементов в подгруппах объясняется сходным строением внешнего энергетического уровня, как это показано в табл. 4.3 , иллюстрирующей последовательность заполнения электронами энергетических уровней для подгрупп щелочных металлов.

Таблица 4.3.

Номер группы, как правило, указывает на число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы. В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания атомных масс:  Ar иK ,Co иNi ,T e иI ,Th иPa . Эти отступления считались недостатками периодической системы химических элементов. Учение о строении атома объяснило указанные отступления. Опытное определение зарядов ядер показало, что расположение этих элементов соответствует возрастанию зарядов их ядер. Кроме того, опытное определение зарядов ядер атомов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены в промежутке отZ=1 доZ=114 , однако периодическая система не закончена, возможно открытие новых трансурановых элементов.

Все в мире состоит из атомов. Но откуда они взялись, и из чего состоят сами? Сегодня отвечаем на эти простые и фундаментальные вопросы. Ведь многие люди, живущие на планете, говорят, что не понимают строения атомов, из которых сами и состоят.

Естественно, уважаемый читатель понимает, что в данной статье мы стараемся изложить все на максимально простом и интересном уровне, поэтому не «грузим» научными терминами. Тем, кто хочет изучить вопрос на более профессиональном уровне, советуем читать специализированную литературу. Тем не менее, сведения данной статьи могут сослужить хорошую службу в учебе и просто сделать Вас более эрудированными.

Атом – это частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, которая является носителем его свойств. Иными словами, это мельчайшая частица того или иного вещества, которая может вступать в химические реакции.

История открытия и строение

Понятия атома было известно еще в Древней Греции. Атомизм – физическая теория, которая гласит, что все материальные предметы состоят из неделимых частиц. Наряду с Древней Грецией, идеи атомизма параллельно развивался еще и в Древней Индии.

Не известно, рассказали тогдашним философам об атомах инопланетяне, или они додумались сами, но экспериментально подтвердить данную теорию химики смогли много позже – только в семнадцатом веке, когда Европа выплыла из пучины инквизиции и средневековья.

Долгое время господствующим представлением о строении атома было представление о нем как о неделимой частице. То, что атом все-таки можно разделить, выяснилось только в начале двадцатого века. Резерфорд, благодаря своему знаменитому опыту с отклонением альфа-частиц, узнал, что атом состоит из ядра, вокруг которого вращаются электроны. Была принята планетарная модель атома, в соответствии с которой электроны вращаются вокруг ядра, как планеты нашей Солнечной системы вокруг звезды.

Современные представления о строении атома продвинулись далеко. Ядро атома, в свою очередь, состоит субатомных частиц, или нуклонов – протонов и нейтронов. Именно нуклоны составляют основную массу атома. При этом протоны и нейтроны также не являются неделимыми частицами, и состоят из фундаментальных частиц - кварков.

Ядро атома имеет положительный электрический заряд, а электроны, вращающиеся по орбите – отрицательный. Таким образом, атом электрически нейтрален.

Ниже приведем элементарную схему строения атома углерода.

Свойства атомов

Масса

Массу атомов принято измерять в атомных единицах массы – а.е.м. Атомная единица массы представляет собой массу 1/12 части свободно покоящегося атома углерода, находящегося в основном состоянии.

В химии для измерения массы атомов используется понятие "моль" . 1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится число атомов, равное числу Авогадро.

Размер

Размеры атомов чрезвычайно малы. Так, самый маленький атом – это атом Гелия, его радиус – 32 пикометра. Самый большой атом – атом цезия, имеющий радиус 225 пикометров. Приставка пико означает десять в минус двенадцатой степени! То есть, если 32 метра уменьшить в тысячу миллиардов раз, мы получим размер радиус атома гелия.

При этом, масштабы вещей таковы, что, по сути, атом на 99% состоит из пустоты. Ядро и электроны занимают крайне малую часть его объема. Для наглядности, рассмотрим такой пример. Если представить атом в виде олимпийского стадиона в Пекине (а можно и не в Пекине, просто представьте себе большой стадион), то ядро этого атома будет представлять собой вишенку, находящуюся в центре поля. Орбиты электронов при этом находились бы где-то на уровне верхних трибун, а вишня весила бы 30 миллионов тонн. Впечатляет, не так ли?

Откуда взялись атомы?

Как известно, сейчас различные атомы сгруппированы в таблицу Менделеева. В ней насчитывается 118 (а если с предсказанными, но еще не открытыми элементами - 126) элементов, не считая изотопов. Но так было далеко не всегда.

В самом начале формирования Вселенной никаких атомов не было и подавно, существовали лишь элементарные частицы, под воздействием огромных температур взаимодействующие между собой. Как сказал бы поэт, это был настоящий апофеоз частиц. В первые три минуты существования Вселенной, из-за понижения температуры и совпадения еще целой кучи факторов, запустился процесс первичного нуклеосинтеза, когда из элементарных частиц появились первые элементы: водород, гелий, литий и дейтерий (тяжелый водород). Именно из этих элементов образовались первые звезды, в недрах которых проходили термоядерные реакции, в результате которых водород и гелий «сгорали», образуя более тяжелые элементы. Если звезда была достаточно большой, то свою жизнь она заканчивала так называемым взрывом «сверхновой», в результате которого атомы выбрасывались в окружающее пространство. Так и получилась вся таблица Менделеева.

Так что, можно сказать, что все атомы, из которых мы состоим, когда-то были частью древних звезд.

Почему ядро атома не распадается?

В физике существует четыре типа фундаментальных взаимодействий между частицами и телами, которые они составляют. Это сильное, слабое, электромагнитное и гравитационное взаимодействия.

Именно благодаря сильному взаимодействию, которое проявляется в масштабах атомных ядер и отвечает за притяжение между нуклонами, атом и является таким «крепким орешком».

Не так давно люди поняли, что при расщеплении ядер атомов высвобождается огромная энергия. Деление тяжелых атомных ядер является источником энергии в ядерных реакторах и ядерном оружии.

Итак, друзья, познакомив Вас со структурой и основами строения атома, нам остается только напомнить о том, что готовы в любой момент прийти Вам на помощь. Не важно, нужно Вам выполнить диплом по ядерной физике, или самую маленькую контрольную – ситуации бывают разные, но выход есть из любого положения. Подумайте о масштабах Вселенной, закажите работу в Zaochnik и помните – нет поводов для беспокойства.

Документальные учебные фильмы. Серия «Физика».

Атом (от греческого atomos - неделимый) - одноядерная, неделимая химическим путем частица химического элемента, носитель свойства вещества. Вещества состоят из атомов. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклонами). Таким образом, заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.).

Масса атома определяется массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1850 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчетах редко учитывается. Количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома и количеством протонов (N=A-Z). Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N) называется нуклидом.

Перед изучением свойств электрона и правил формирования электронных уровней, необходимо затронуть историю формирования представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать полную историю становления атомарного строения, а остановимся лишь на самых актуальных и наиболее "верных" представлениях, способных наиболее наглядно показать как располагаются электроны в атоме. Первыми наличие атомов как элементарных составляющих вещества, предположили еще древнегреческие философы. После чего история строения атома прошла сложный путь и разные представления, такие как неделимость атома, Томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой оказалась модель атома, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где в роли солнца выступало ядро атома, а электроны двигались вокруг него подобно планетам. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании строения атома. Однако такая планетарная модель строения атома шла в противоречие с классической механикой. Дело в том, что при движении электрона по орбите он должен был терять потенциальную энергию и в конце концов "упасть" на ядро и атом должен был прекратить свое существование. Такой парадокс был устранен введением постулатов Нильсом Бором. Согласно этим постулатам электрон двигался по стационарным орбитам вокруг ядра и при нормальных условиях не поглощал и не испускал энергию. Постулаты показывают, что для описания атома законы классической механики не подходят. Такая модель атома называется моделью Бора-Резерфорда. Продолжением планетарного строения атома является квантово-механическая модель атома, согласно которой мы и будем рассматривать электрон.

Электрон является квазичастицей проявляя корпускулярно-волновой дуализм. Он одновременно является и частицей (корпускула) и волной. К свойствам частицы можно отнести массу электрона и его заряд, а к волновым свойствам - способность к дифракции и интерференции. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона отражены в уравнении де Бройля.