СОСТАВ И ЭЛЕКТРОННАЯ
СТРУКТУРА АТОМА

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
К ОБУЧАЮЩЕЙ ПРОГРАММЕ ДЛЯ УЧАЩИХСЯ
СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫХ КЛАССОВ
ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ ШКОЛ

Продолжение. Начало см. в № 4/2005

Методические указания

10. Ввиду отсутствия представлений о точном характере сил, действующих в атомном ядре, для предсказания его свойств используют две модели – капельную и оболочечную.

Капельная модель ядра, описывающая взаимодействие нуклонов в ядре по аналогии с взаимодействием молекул в капле жидкости, наилучшим образом предсказывает поведение возбужденных ядер. Оболочечная модель ядра передает поведение ядер, находящихся в основном (невозбужденном) состоянии.

В оболочечной модели предполагается, что существуют две системы нуклонных энергетических уровней (одна – для нейтронов, другая – для протонов), каждая из которых заполняется нуклонами независимо друг от друга. Ядра, имеющие только полностью заполненные нуклонные оболочки, должны обладать повышенной устойчивостью (как и атомы, имеющие только полностью заполненные электронные оболочки). Такими наиболее устойчивыми по сравнению с соседними ядрами являются ядра с N и Z, равными числам, названным магическими: 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126, 152. Распространенность таких ядер в природе наиболее велика.

Другим примером повышенной стабильности ядер, характеризующихся магическими числами, являются значительно большие периоды полураспада радиоактивных ядер с N = 126 по сравнению с N = 128. Особой устойчивостью обладают дважды магические ядра атомов (когда числа N и Z одновременно магические) типа ⁴₂Не, ¹⁶₈О, ⁴⁰₂₀Са, ²⁰⁸₈₂Pb, они являются наиболее распространенными в природе изотопами этих элементов.

Оболочечная модель предсказывает повышенную устойчивость ядер, состоящих из четного числа протонов и нейтронов, меньшую стабильность ядер с одним четным числом N или Z и минимальную устойчивость ядер с обоими нечетными числами N и Z.

273 встречающихся в природе стабильных изотопа раcпределяются в соответствии с правилом четности и нечетности числа протонов и нейтронов следующим образом (табл. 4).

Таблица 4

Распределение стабильных изотопов в природе

11. На смену атомной теории Э.Резерфорда пришла теория Н.Бора. Датский ученый Н.Бор на основе квантовой теории излучения М.Планка (квант – порция энергии) развил (1913) квантовую теорию строения атома, предложив модель самого простого из всех атомов – атома водорода. В основу своей теории Бор положил следующий постулат: электрон может двигаться вокруг ядра атома не по любым орбитам, а только по вполне определенным, дозволенным.

Схемы атомов по Бору

Обозначая орбиту дугой и приводя число электронов на ней, получаем электронные формулы атомов.

Электронные формулы атомов

При движении электронов по дозволенным орбитам атом не излучает энергии. Излучение и поглощение энергии происходит при переходе электрона с одной дозволенной орбиты на другую. При этом энергия излучается порциями (квантами), каждой из которых соответствует определенная частота.

Положению электрона на каждой из дозволенных орбит, называемых стационарными, соответствует определенный запас энергии атома. Когда электрон движется по первой орбите, прочность его связи с ядром максимальная, а запас энергии атома минимальный. Такое состояние атома называется основным (нормальным).

При подведении энергии к атому электрон переместится на одну из более удаленных орбит, при этом прочность связи его с ядром уменьшится, а запас энергии атома увеличится. Такое состояние атома называется возбужденным. В возбужденном состоянии атом находится лишь миллионные доли секунды, после чего электрон сразу или поэтапно возвращается на исходную орбиту. Переход электрона с удаленной орбиты на более близкую к ядру сопровождается выделением кванта лучистой энергии.

12. Для характеристики орбиты Бор ввел квантовое число, впоследствии получившее название главного (n). Число орбит в атоме элемента определяется номером периода периодической системы Д.И.Менделеева. Поскольку периодов семь, различают уровни энергии 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, которые называют также квантовыми слоями и обозначают прописными латинскими буквами.

Электронные квантовые слои

Максимальное число электронов в квантовом слое (на энергетическом уровне) соответствует формуле n_max = 2n², где n – номер слоя.

У атомов элементов главных подгрупп периодической таблицы Д.И.Менделеева число электронов в последнем квантовом слое равно номеру группы. У атомов элементов побочных подгрупп число электронов в последнем слое равно двум (исключение составляют Сu, Ag, Au, Cr, Ru, Rh, Pt – по одному электрону, у Pd – ноль электронов).

13. Теорию Бора развил (1915–1916) немецкий физик А.Зоммерфельд. Он предположил существование не только круговых, но и эллиптических орбит.

В этом случае для характеристики движения электрона в атоме одного квантового числа уже было недостаточно. Зоммерфельд ввел второе квантовое число – орбитальное.

Однако теория Бора–Зоммерфельда, несмотря на ряд достижений, все же оказалась несостоятельной, т.к. в ней предполагалось, что, во-первых, можно точно определить положение и скорость каждого электрона и, во-вторых, проследить за его движением по орбите. Оба предположения оказались ошибочными.

Немецкий физик В.Гейзенберг сформулировал (1927) принцип неопределенности: невозможно точно установить импульс и местонахождение электрона в атоме, т. е. понятия строго определенной орбиты для электрона в атоме не существует.

В основе нового квантово-механического подхода к строению атома лежало два основных постулата.

1. Электрон в атоме можно рассматривать как частицу, которая при движении проявляет волновые свойства.
2. Электрон в атоме может находиться в любой точке пространства вокруг ядра, однако вероятность его пребывания в разных местах атомного пространства различна.

14. Развитие волновой механики привело к отказу от прежних представлений об определенных электронных орбитах. Если в теории Бора–Зоммерфельда орбита рассматривалась как линия, то квантовая механика вводит понятие орбитали (пространственной орбиты), представляя ее как отражение определенной совокупности положений электрона в атоме.

Орбитали, или иначе электронные облака, имеют разную геометрическую форму. Для атомных орбиталей приняты обозначения: s (форма сферы), р (форма поверхности гантели или восьмерки),
d и f (более сложные формы).

15. Атомы элементов характеризуются зарядом ядра и равным ему числом электронов, находящихся на определенных энергетических уровнях. Эти уровни cоотносятся с главным квантовым числом n, которое отражает удаленность электронного слоя от ядра и запас энергии электронов в этом слое: чем больше значение n, тем «размазаннее» электронное облако и больше энергия электронов (см. выше).

Энергетические уровни состоят из определенного числа подуровней: первый уровень (К, n = 1) – из одного подуровня (s), второй (L, n = 2) – из двух (2s,2р), третий (М, n = 3) – из трех (3s,3р,3d), четвертый (N, n = 4) – из четырех (4s,4р,4d,4f). Подуровень характеризует побочное (орбитальное) квантовое число l [0; (n – 1)]. Оно определяет форму электронного облака и показывает запас энергии электрона на подуровне. Подуровни обозначаются буквами: s, р, d, f, а также числами: 0, 1, 2, 3.

К одному подуровню, кроме s-подуровня, может относиться несколько электронных орбиталей одной и той же формы, но различно ориентированных в пространстве. Каждая такая орбиталь условно обозначается ячейкой . Число ячеек определяется магнитным квантовым числом
m [–l; +l] и равно (2l + 1).

Электронные ячейки, относящиеся к атомным орбиталям разной формы

Количество электронов на орбитали определяется четвертым квантовым числом – спиновым (обозначается как s = +1/2 и s = –1/2). Это число отражает наличие у электрона собственного углового момента (ранее связывалось с вращением электрона вокруг воображаемой оси по или против часовой стрелки). На атомной орбитали (в квантовой ячейке) может находиться не более двух электронов:

к подуровню s относится одна s-орбиталь и не более двух электронов:

к подуровню р относятся три р-орбитали и не более шести электронов:

к подуровню d относятся пять d-орбиталей и не более десяти электронов:

к подуровню f относятся семь f-орбиталей и не более четырнадцати электронов:

16. Распределение электронов в атомах по энергетическим уровням, подуровням (орбиталям) изображается в виде электронных и электронно-графических формул и определяется тремя основными положениями (закономерностями).

1) Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

2) Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии) – последовательность заселения электронами энергетических уровней и подуровней в атоме должна отвечать наибольшей связи электронов с ядром, т.е. электронная система должна обладать наименьшей энергией. Порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем при фиксированном значении (n + l) заполняются состояния, отвечающие минимальному значению n.

3) Правило Хунда – электроны располагаются на орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин атома был максимален. Согласно этому правилу в пределах энергетического подуровня все орбитали сначала заселяются одним электроном, а затем – вторым.

Ю.И.ПАХОМОВ,
учитель химии школы № 66
(г. Владивосток)