II. Строение атома

1. Ядерная модель строения атома. Состав атомных ядер. Атомный номер. Массовое число. Нуклиды. Изотопы. Явление радиоактивности. Воздействие радиоактивного излучения на живую материю.

1. с. 32–34; 2. с. 55–64; 4. с. 10–12; 5. с. 32–37; 6. с. 32–37; 8. с. 84–86; 11. с. 46–53.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название – нуклоны.

Главной характеристикой атома является заряд ядра, определяемый числом содержащихся в ядре протонов или атомным номером элемента в таблице Периодической Системы.

Нуклид – вид атомных частиц с определенными значениями заряда ядра (Z) и массового числа (A). Символы элемента и нуклида совпадают. Положительный заряд ядра равен числу протонов, а массовое число – общему числу всех нуклонов (протонов и нейтронов) в этом ядре. Протонное число нуклида указывается слева внизу, а массовое число – слева вверху от химического символа. Примеры нуклидов: ,,. В настоящее время известны около 3200 разных нуклидов.

Изотопы – нуклиды с одинаковым протонным, но с разными массовыми числами. Изотопы известны практически для всех элементов. Например, элементу водороду соответствуют 7 изотопов, среди которых – «протий» (Н); – «дейтерий» (D); – «тритий» (Т).

Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц (α-, β^–, β⁺-частиц, γ-квантов, нейтрино (), антинейтрино (̃) и др.).

Основными типами радиоактивных превращений являются:

α-распад, при котором неустойчивое ядро излучает α-частицу – ядро атома гелия – , например:

β-распад (известны три его вида):

а) электронный (β^–) распад, при котором неустойчивое ядро излучает β^–-частицу (электрон ) в результате внутриядерного превращения нейтрона () в протон (), электрон и антинейтрино (̃): Например:

б) позитронный (β⁺) распад, при котором неустойчивое ядро излучает β⁺-частицу (позитрон) в результате внутриядерного превращения протона () в нейтрон (), позитрон () и нейтрино ():Например:.

в) Электронный захват, при котором протон неустойчивого ядра «захватывает» электрон из электронной оболочки атома с образованием нейтрона и нейтрино: Например:

2. Строение электронных оболочек атомов. Волновые свойства материальных частиц. Электрон. Принцип неопределенности. Движение электрона в атоме водорода. Понятие об электронном облаке. Волновая функция. Атомная орбиталь. Электронная плотность. Радиальное распределение электронной плотности около ядра атома водорода.

Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. Энергия и форма электронного облака. Ориентация облака. Спин электрона.

1. с. 34–38; 2. с. 64–81; 4. с. 21–30; 5. с. 37–45; 6. с. 37–45; 8. с. 86–97; 11. с. 50–59.

Согласно квантово-механическим представлениям, любому материальному объекту присуща двойственность (дуализм) – частица–волна, т. е. объект обладает как корпускулярными свойствами (т. е. свойствами частицы), так волновыми свойствами (т. е. свойствами волнового процесса). Эта двойственность проявляется тем сильнее, чем меньше размеры частиц.

Электрон в атоме можно рассматривать и как частицу, и как волновой процесс.

Принцип неопределенности Гейзенберга: «Для микрочастицы невозможно одновременно определить точные значения координат и импульса (энергии). Поэтому для описания движения электрона в атоме используют вероятностный подход (т. е. определяют не положение и скорость электрона в данной точке пространства, а вероятность его обнаружения в этой точке или в определенном объёме околоядерного пространства).

Движение электрона в атоме описывается волновой функцией (), зависящей от координат. Квадрат этой функции (²) пропорционален вероятности обнаружения электрона в заданной точке пространства. Иначе ² называют плотностью вероятности или электронной плотностью. Произведение ²ΔV представляет собой вероятность нахождения электрона в элементарном объеме (ΔV) околоядерного пространства.

Под электронным облаком обычно понимают область околоядерного пространства, в котором вероятность обнаружения электрона составляет не менее 90 %. Эту область пространства часто называют орбиталью.

Волновая функция, описывающая поведение электрона в атоме, зависит от ряда параметров, называемых квантовыми числами и принимающих вполне определенные дискретные значения.

Главное квантовое число (n) определяет запас энергии электрона, степень его удалённости от ядра или размер электронного облака (орбитали).

Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число (l) определяет пространственную форму электронного облака.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует ориентацию электронного облака в пространстве.

Спиновое квантовое число (m_s) характеризует собственный момент количества движения электрона.

3. Понятия: энергетический уровень (слой), электронная оболочка, подуровень (подслой), электронная орбиталь. Взаимное расположение уровней и подуровней (графическое изображение). Понятие об эффективном заряде ядра.

1. с. 36–37; 2. с. 89–93; 4. с. 30–38; 8. с. 97–101; 11. с. 82.

Энергетический уровень (слой, оболочка) – совокупность электронных состояний с одинаковым значением главного квантового числа n. При n = 1 говорят о первом энергетическом уровне, при n = 2 – о втором, и т. д. Энергетические уровни принято обозначать заглавными буквами K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) и т. д.

Энергетический подуровень (подслой) – совокупность электронных состояний с заданными значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел. Например, состояния с n = 2, l = 1 образуют подуровень 2p, n = 4, l = 0 – подуровень 4s, n = 5, l = 2 – подуровень 5d.

Заряд, который действует на внешние электроны (Z_эфф), меньше реального заряда ядра (Z) на величину суммарного отрицательного заряда, создаваемого внутренними электронами (σ): Z_эфф. = Z – σ. Величина Z_эфф. зависит как от числа внутренних электронов, так и от характера самой атомной орбитали, на которой находится рассматриваемый электрон.

4. Принцип Паули. Правило Хунда. Порядок заполнения электронами орбиталей в атомах. Понятия «электронная конфигурация», «структура электронной оболочки», «квантовая ячейка».

1. с. 38–40; 2. с. 83–94; 4. с. 30–38; 5. с. 45–53; 6. с. 121–122; 8. с. 97–102; 11. с. 82–96.

Принцип Паули: «В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел». Следовательно, в одной орбитали может разместиться только два электрона у которых три квантовых числа одинаковы, а четвертое – спиновое – различается.

Максимальное число электронов, которое может разместиться на энергетическом уровне (т. е. максимальная емкость энергетического уровня), имеющем значение главного квантового числа n, равно 2n². Например, на третьем энергетическом уровне (n = 3) максимально может находиться 2n²= 2 · 3²= 18 электронов, на пятом энергетическом уровне (n = 5) максимально может находиться 2n²= 2 · 5²= 50 электронов.

Правило Хунда: «В пределах энергетического подуровня орбитали заполняются электронами так, чтобы их суммарный спин был максимальным». Это означает, что в пределах одного подуровня электроны сначала заполняют все свободные орбитали, а затем на каждую такую орбиталь добавляется по второму электрону.

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном (невозбужденном) энергетическом состоянии, соответствует принципу минимальной энергии: «Наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии».

Заполнение орбиталей электронами начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию (1s-подуровень), и осуществляется по мере возрастания энергии подуровней в соответствии с правилом Клечковского: «Электроны размещаются на подуровнях последовательно по мере возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа (n)».

Подуровень	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f
Сумма (n+l)	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8

В порядке увеличения энергии подуровни располагаются в следующий ряд:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p и т. д.

Состояние электрона, характеризующееся набором определенных значений трех квантовых чисел – главного (n), орбитального (l) и магнитного (m_l), называется атомной электронной орбиталью (это другое, более точное определение орбитали). Орбиталь характеризуется энергией или размерами (определяемыми главным квантовым числом), формой или симметрией (определяемыми орбитальным квантовым числом) и ориентацией в пространстве (определяемой магнитным квантовым числом). Например, для орбитали 3р_х n = 3, l = 1 и m_l = –1, для орбитали 4d_xy n = 4, l = 2 и m_l = –2.

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, в которой для каждого энергетического подуровня указывается число электронов. Например, электронную конфигурацию атома натрия можно представить следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s¹. Из формулы следует, что в атоме натрия на подуровне 1s находится 2 электрона (1s²), на подуровне 2s –также два электрона (2s²), на подуровне 2р – 6 электронов (2p⁶), а на подуровне 3s – 1 электрон (3s¹). Всего в атоме натрия содержится (2 + 2 + 6 + 1) = 11 электронов.