Какие свойства у атомов

А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств.

Атом состоит из атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.В некоторых случаях под атомами понимают только электронейтральные системы, в которых заряд ядра равен суммарному заряду электронов, тем самым противопоставляя их электрически заряженным ионам.

Ядро, несущее почти всю (более чем 99,9 %) массу атома, состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов, связанных между собой при помощи сильного взаимодействия. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: число протонов Z соответствует порядковому номеру атома в периодической системе и определяет его принадлежность к некоторому химическому элементу, а число нейтронов N — определённому изотопу этого элемента. Число Z также определяет суммарный положительный электрический заряд (Ze) атомного ядра и число электронов в нейтральном атоме, задающее его размер.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы.

Свойства атома

По определению, любые два атома с одним и тем же числом протонов в их ядрах относятся к одному химическому элементу. Атомы с одним и тем же количеством протонов, но разным количеством нейтронов называют изотопами данного элемента. Например, атомы водорода всегда содержат один протон, но существуют изотопы без нейтронов (водород-1, иногда также называемый протием — наиболее распространённая форма), с одним нейтроном (дейтерий) и двумя нейтронами (тритий). Известные элементы составляют непрерывный натуральный ряд по числу протонов в ядре, начиная с атома водорода с одним протоном и заканчивая атомом унуноктия, в ядре которого 118 протонов. Все изотопы элементов периодической системы, начиная с номера 83 (висмут), радиоактивны.

Масса

Поскольку наибольший вклад в массу атома вносят протоны и нейтроны, суммарное число этих частиц называют массовым числом. Массу покоя атома часто выражают в атомных единицах массы (а. е. м.), которая также называется дальтоном (Да). Эта единица определяется как 1⁄12 часть массы покоя нейтрального атома углерода-12, которая приблизительно равна 1,66·10−24 г. Водород-1 — наилегчайший изотоп водорода и атом с наименьшей массой, имеет атомный вес около 1,007825 а. е. м. Масса атома приблизительно равна произведению массового числа на атомную единицу массы Самый тяжёлый стабильный изотоп — свинец-208 с массой 207,9766521 а. е. м.

Так как массы даже самых тяжёлых атомов в обычных единицах (например, в граммах) очень малы, то в химии для измерения этих масс используют моли. В одном моле любого вещества по определению содержится одно и то же число атомов (примерно 6,022·1023). Это число (число Авогадро) выбрано таким образом, что если масса элемента равна 1 а. е. м., то моль атомов этого элемента будет иметь массу 1 г. Например, углерод имеет массу 12 а. е. м., поэтому 1 моль углерода весит 12 г.

Размер

Атомы не имеют отчётливо выраженной внешней границы, поэтому их размеры определяются по расстоянию между ядрами соседних атомов, которые образовали химическую связь (Ковалентный радиус) или по расстоянию до самой дальней из стабильных орбит электронов в электронной оболочке этого атома (Радиус атома). Радиус зависит от положения атома в периодической системе, вида химической связи, числа ближайших атомов (координационного числа) и квантово-механического свойства, известного как спин. В периодической системе элементов размер атома увеличивается при движении сверху вниз по столбцу и уменьшается при движении по строке слева направо. Соответственно, самый маленький атом — это атом гелия, имеющий радиус 32 пм, а самый большой — атом цезия (225 пм). Эти размеры в тысячи раз меньше длины волны видимого света (400—700 нм), поэтому атомы нельзя увидеть в оптический микроскоп. Однако отдельные атомы можно наблюдать с помощью сканирующего туннельного микроскопа.

Малость атомов демонстрируют следующие примеры. Человеческий волос по толщине в миллион раз больше атома углерода. Одна капля воды содержит 2 секстиллиона (2·1021) атомов кислорода, и в два раза больше атомов водорода. Один карат алмаза с массой 0,2 г состоит из 10 секстиллионов атомов углерода. Если бы яблоко можно было увеличить до размеров Земли, то атомы достигли бы исходных размеров яблока.

Учёные из Харьковского физико-технического института представили первые в истории науки снимки атома. Для получения снимков учёные использовали электронный микроскоп, фиксирующий излучения и поля (field-emission electron microscope, FEEM). Физики последовательно разместили десятки атомов углерода в вакуумной камере и пропустили через них электрический разряд в 425 вольт. Излучение последнего атома в цепочке на фосфорный экран позволило получить изображение облака электронов вокруг ядра.

Источник

Состав атома.

Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.

Ядро атома состоит из протонов (p+) и нейтронов (n0). 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(n0), 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-орбиталей), условное обозначение — .
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 n2. Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n2.

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 2n2.

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 — 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s2, а атома железа — 4s23d6.

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).

Источник

Атомы — мельчайшие частицы, из которых состоит все вокруг: все, что нас окружает, состоит из молекул, состоящих из атомов. Их невозможно увидеть с использованием каких бы то ни было увеличительных приборов в силу их невероятно маленьких размеров. Но ведь атомы тоже должны из чего-то состоять. Значит, должны существовать еще более маленькие частицы. Сразу говорю, это довольна непростая для понимания тема, поэтому текста много, да и читать нужно вдумчиво. Тем не менее, это крайне увлекательно — знать о настолько малых частицах, которые невозможно даже увидеть. Что ж, давайте разбираться!

Немного о самом атоме

Вообще, термин «атом» был изобретен очень давно: за 400 лет до н. э. греческий философ Демокрит выдвинул идею, что вещество можно делить до тех пор, пока не будут получены его наименьшие возможные частицы, названные атомами. Конечно, в гипотезе Демокрита атомы являются совсем не тем, чем их считают сейчас, но, тем не менее, идея атомизма очень древняя. В 1808 г. химик Джон Дальтон сформулировал атомистическую теорию: все вещества состоят из атомов, мельчайших неделимых частиц, которые нельзя ни создать, ни уничтожить. Также, Дальтон утверждал, что атомы одного и того же элемента абсолютно одинаковы. Так зародилась атомистическая теория, и было заложено начало к изучению самих атомов.

Теперь немного о характеристиках атома. Не для кого не секрет, что атом чрезвычайно мал. Но даже его можно измерить — а именно указать его массу и диаметр. Диаметры атомов в среднем — 0,2 нм (0,0000000002 м). Массы рознятся сильнее: от 10 в минус 27 степени (ноль с двадцатью шестью нолями и единицей после запятой) кг до 10 в минус 25 степени ( ноль с двадцатью четырьмя нолями и единицей после запятой) кг. Для избежания участия столь малых цифр в расчетах, массы атомов обычно выражают в атомных единицах массы (а. е. м.). 1 а. е. м. = 1,661 на 10 в минус 27 степени.

Какие частицы входят в состав атома?

Мы уже представляли себе атом таким, каким его рисуют в sci-fi фильмах: ядро, состоящее из протонов и нейтронов в центре, и электроны, вращающиеся вокруг ядра. Но что представляют из себя протоны, нейтроны и электроны?

Строение атома из фильмов, отражающее частицы, входящие в него

Нейтрон — это элементарная незаряженная частица. Электрический заряд равен 0 е, масса равна 1 а. е. м. Нейтрон был открыт в 1932 г. Чедвиком в ходе ядерной реакции между атомами бериллия и гелия. Нейтрон входит в состав атомного ядра

Протон — это элементарная положительная частица. Электрический заряд равен +1 е, масса равна 1 а. е. м. Открыт в 1919 г. Резерфордом. Входит в состав атомного ядра вместе с нейтроном, представляет собой ядро атома водорода.

Электрон — это элементарная отрицательная частица. Электрический заряд равен -1 е (равен по модулю заряду протона), масса равна 0,00054 а. е. м., поэтому для простоты расчетов считается, что электрон не имеет массы. Открыт в 1897 г. Томсоном при изучении поведения катодных лучей (электронов) в магнитном и электрическом поле. Электроны не входят в состав ядра, а находятся снаружи, двигаясь по специальным траекториям, но об этом позднее.

Как частицы располагаются в атоме?

Ученые Гейгер и Марсден в 1909 г. проводили бомбардировку золотой фольги альфа-частицами (ядрами гелия). Частицы проходили через фольгу, как и ожидалось, однако, малая их часть отражалась обратно. Примерно 1 из 8000 частиц отскакивали. Был сделан вывод, что частицы сталкиваются с положительными и тяжелыми центрами, которые должны располагаться в ничтожно малой части атома, раз так мало частиц отражается обратно. Так появилось представление об атомном ядре: отражались только те частицы, которые сталкивались с ядрами. Таким образом, атомное ядро имеет намного меньший размер, чем сам атом; остальное пространство в атоме занимают электроны. И если с ядром все понятно — лишь малая часть атома, состоящая из протонов и нейтронов, то с электронами все сложнее.

В 1925 г. Шредингер сформулировал свое уравнение, названное в его честь. Оно позволяло проследить поведение электрона в атоме. Однако, в силу принципа неопределенности Гейзенберга (электрон обладает частично-волновым дуализмом) нельзя определить точное положение электрона и его скорость. Можно лишь говорить об области пространства, где электрон находится чаще. Так появился термин атомная орбиталь — это место, где вероятность нахождения электрона составляет больше 90%. Вот и получаем первое различие с изображениями из фильмов: там электроны вращаются вокруг ядра, оставляя следы в виде полосок. На деле электроны как бы расплываются вокруг ядра. Физик Бор сформулировал постулат о том, что электроны могут обладать определенным количеством энергии, а не произвольным. Так были введены квантовые числа:

главное квантовое число (n, положительное целое число — 1, 2, 3…) характеризует энергетический уровень электрона и указывает число подуровней на уровне;
орбитальное квантовое число (l, неотрицательное целое число — 0, 1, 2…) характеризует форму атомной орбитали, на которой находится электрон;
магнитное квантовое число (ml, целое число от -l до +l) характеризует количество атомных орбиталей на энергетическом подуровне;
спиновое квантовое число (ms, значения — либо -1/2, либо +1/2) характеризует вращение электрона относительно собственной оси.

У каждого электрона в атоме свой набор квантовых чисел, на основании которых можно оценить его энергию, по которой можно судить о его местоположении в атоме. В заполнении электронами атомных орбиталей участвуют некоторые закономерности. Одна из них — это запрет Паули. Он гласит о том, что в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми наборами всех квантовых чисел, т. е. обладающих одинаковыми энергиями.

Немного об атомных орбиталях

Другое отличие реального атома от киношного изображения — это изображение атомных орбиталей. На картинках электроны движутся по окружностям. В реальности электроны не только расплываются, но и делают это по определенной области — орбитали. На каждой атомной орбитали может находится только 2 электрона. Всего различают 5 видов орбиталей в зависимости от значения орбитального квантового числа l:

l = 0 — s-орбиталь;
l = 1 — p-орбиталь;
l = 2 — d-орбиталь;
l = 3 — f-орбиталь;
l = 4 — g-орбиталь.

s-орбиталь представляет собой симметричную относительно ядра сферу. Вероятность нахождения электрона на каждом участке орбитали одинакова. Всего на s-орбитали может располагаться два электрона.

s-орбиталь

p-орбиталь представляет собой форму гантели. Она направлена в трех разных направлениях — по координатным осям x, y и z и в совокупности они образуют энергетический подуровень.

p-орбитали, направленные по разным осям

d-, f- и g-орбитали имеют еще намного более сложные формы, чем p-орбиталь, поэтому их описание не представляется целесообразным.

Формы d-орбиталей, по-разному расположенных в пространстве

Каждое значение орбитального числа l является энергетическим подуровнем атома. Для каждого следующего энергетического уровня количество энергетических подуровней увеличивается и содержит в себе подуровни прошлых уровней. Звучит сложновато, да. Говоря проще, чем больше значение n, тем больше ему соответствует значений l. Попробуем на примере. Значение главного числа n задает основной энергетический уровень. Например: n=1, тогда l=0. Это значит, что на первом энергетическом уровне есть только один подуровень с одной s-орбиталью. Теперь пусть n=2. Это второй энергетический уровень. Для него l=0 и l=1. Это значит, что на нем два подуровня: на одном s-орбиталь, а на другом p-орбиталь. Для n=3 уже 3 подуровня и т. д. Такое заполнение электронами орбиталей является еще одной закономерностью, называемой правилом Клечковского. Правило Клечковского гласит о том, что электроны заполняют атомные орбитали так, чтобы их суммарная энергия была минимальна, т. е. начиная с меньших энергетических уровней.

Пример сопоставления энергетическим уровням (n) энергетических подуровней (l) и орбиталей

Теперь давайте поговорим о заполнении непосредственно орбиталей. Представим себе s-орбиталь: сфера вокруг ядра, на которой есть 2 электрона: спиновое число одного — 1/2, другого — -1/2. Теперь представим себе p-орбиталь в форме гантели. Три p-орбитали (направленные по координатным осям) образуют энергетический подуровень. Поскольку на каждой орбитали может быть по 2 электрона, то на таком подуровне может быть всего 6 электронов. Но как они его заполняют? Допустим, у нас есть 4 электрона. Заполняют ли они сначала одну орбиталь, затем другую, а третью оставляют нетронутой? Здесь на помощь приходит третья закономерность — правило Гунда. Оно гласит, что электроны при заполнении подуровней занимают максимальное число свободных орбиталей. Таким образом, сначала по один займет каждую орбиталь, а затем еще один займет полузаполненную орбиталь. Таким образом, две орбитали будут заполнены наполовину, а одна полностью.

Так устроен атом. Подведем итоги. В маленькой части атома, в центре, располагается атомное ядро, состоящее из протонов и нейтронов. Вокруг располагаются энергетические уровни с подуровнями, на которых находятся орбитали разной формы — места, где скорее всего находятся электроны в данный момент времени. Электроны заполняют орбитали в соответствии запретом Паули, правилом Клечковского и правилом Гунда.

Если Вам понравилась статья, подписывайтесь на канал и ставьте лайки!

Источник