АТОМА СТРОЕНИЕ, раздел физики, изучающий внутреннее устройство атомов. Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы. Они имеют массивное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, вокруг которого в пустом пространстве движутся электроны. Атомы очень малы – их размеры порядка 10^–10–10^–9м, а размеры ядра еще примерно в 100 000 раз меньше (10^–15–10^–14м). Поэтому атомы можно «увидеть» только косвенным путем, на изображении с очень большим увеличением (например, с помощью автоэлектронного проектора). Но и в этом случае атомы не удается рассмотреть в деталях. Наши знания об их внутреннем устройстве основаны на огромном количестве экспериментальных данных, которые косвенно, но убедительно свидетельствуют в пользу сказанного выше.

Представления о строении атома радикально изменились в 20 в. под влиянием новых теоретических идей и экспериментальных данных. В описании внутреннего строения атомного ядра до сих пор остаются нерешенные вопросы, которые служат предметом интенсивных исследований. В следующих разделах излагается история развития представлений о строении атома как целого; строению ядра посвящена отдельная статья (АТОМНОГО ЯДРА СТРОЕНИЕ), поскольку эти представления развивались в значительной степени независимо. Энергия, необходимая для исследования внешних оболочек атома, относительно невелика, порядка тепловой или химической энергии. По этой причине электроны были экспериментально обнаружены задолго до открытия ядра.

Ядро же при его малых размерах очень сильно связано, так что разрушить и исследовать его можно только с помощью сил, в миллионы раз более интенсивных, нежели силы, действующие между атомами. Быстрый прогресс в понимании внутренней структуры ядра начался лишь с появлением ускорителей частиц. Именно это огромное различие размеров и энергии связи позволяет рассматривать структуру атома в целом отдельно от структуры ядра.

Чтобы составить представление о размерах атома и незаполненности занимаемого им пространства, рассмотрим атомы, составляющие каплю воды диаметром 1 мм. Если мысленно увеличить эту каплю до размеров Земли, то атомы водорода и кислорода, входящие в молекулу воды, будут иметь в поперечнике 1–2 м. Основная же часть массы каждого атома сосредоточена в его ядре, поперечник которого при этом составил всего 0,01 мм.

1. Диаграмма уровней энергии

На рисунке показана диаграмма уровней атома, при помощи которой можно описать электроны любого атома.

Из предыдущего материала "Модель атома", думаю, вам все на диаграмме понятно. Единственный нюанс, на который следует обратить внимание: из диаграммы видно, что 4s-орбиталь имеет меньшую энергию, чем 3d-орбиталь (тем самым нарушается правило, согласно которому, слои заполняются электронами по мере увеличения энергии).

Заполняя диаграмму, следует придерживаться следующих несложных правил:

сначала электроны заполняют самые низкие из свободных уровней энергии;
если конкретный уровень имеет более одного подуровня (для n=3;4…), то каждый из подуровней будет заполняться только одним электроном до тех пор, пока все подуровни этого уровня не будут иметь по 1 электрону. Только после этого эти подуровни будут заполняться вторыми электронами. (Правило Хунда).

Давайте построим диаграмму для хлора (Cl):

Порядковый номер хлора в таблице - 17. Это значит, что атом хлора содержит 17 протонов и 17 электронов. Т.е., нам на диаграмме надо (согласно правилам) расположить 17 электронов.

Схематически электрон отображается в виде стрелочки. Если на орбитали находятся два электрона, то они отображаются в виде двух разнонаправленных стрелок (электроны с разными спинами).

Сначала заполняем самый низкий энергетический уровень: 1s-орбиталь. На ней размещается 2 электрона.
Следующие 2 электрона занимают 2s-орбиталь.
Следующий энергетический уровень: 2p-орбиталь - 6 электронов.
Следующие 2 электрона - 3s-орбиталь.
Оставшиеся 5 электронов располагаются на 3p-орбитали, образуя две спиновые пары (у последнего электрона пары нет).

В начало страницы

2. Электронная конфигурация

Все на диаграммах довольно понятно и наглядно, но громоздко. Используя электронную конфигурацию, диаграмму можно выразить одной короткой строкой. Так для хлора: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵.

В электронной конфигурации указывается название орбитали энергетического уровня в верхнем индексе которой находится количество электронов, расположенных на этой орбитали.

Сумма чисел, являющихся верхними индексами, равна порядковому номеру атома, т.е., количеству электронов в атоме.

Немного попрактивовашись вы без труда сможете записывать электронную конфигурацию атома, зная число электронов и принцип заполнения орбиталей.

В начало страницы

3. Валентные электроны

Ранее мы говорили, что атом является нейтрально заряженной частицей, поскольку количество электронов и протонов в нем одинаково. Однако, электроны, находящиеся на самых дальних орбиталях, слабо притягиваются положительными протонами, находящимися в ядре атома. Поэтому, атомы элементов способны отдавать и присоединять электроны.

Электроны, расположенные на внешнем незавершенном энергетическом уровне, называются валентными электронами.

Квантовые числа – целые или дробные числа, определяющие возможные значения физических величин, характеризующих квантовую систему (молекулу, атом, атомное ядро, элементарную частицу). Квантовые числа отражают дискретность (квантованность) физических величин, характеризующих микросистему. Набор квантовых чисел, исчерпывающе описывающих микросистему, называют полным. Так состояние электрона в атоме водорода определяется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n (может принимать значения 1, 2, 3, …), определяющим энергию Е_n электрона (Е_n = -13.6/n² эВ); орбитальным квантовым числом l = 0, 1, 2, …, n – 1, определяющим величину L орбитального момента количества движения электрона (L = ћ[l(l + 1)]^1/2); магнитным квантовым числом m < ± l , определяющим направление вектора орбитального момента; и квантовым числом m_s = ± 1/2, определяющим направление вектора спина электрона.

Основные квантовые числа

n	Главное квантовое число: n = 1, 2, … .
j	Квантовое число полного углового момента. j никогда не бывает отрицательным и может быть целым (включая ноль) или полуцелым в зависимости от свойств рассматриваемой системы. Величина полного углового момента J связана с j соотношением J²= ћ²j(j + 1). = + , где и векторы орбитального и спинового угловых моментов.
l	Квантовое число орбитального углового момента l может принимать только целые значения: l = 0, 1, 2, … ∞. Величина орбитального углового L момента связана с l соотношением L² = ћ²l(l + 1).
m	Магнитное квантовое число. Проекция полного, орбитального или спинового углового момента на выделенную ось (обычно ось z) равна mћ. Для полного момента m_j = j, j-1, j-2, …, - (j-1), - j. Для орбитального момента m_l = l, l-1, l-2, …, -(l-1), -l. Для спинового момента электрона, протона, нейтрона, кварка m_s= ±1/2
s	Квантовое число спинового углового момента s может быть либо целым, либо полуцелым. s - неизменная характеристика частицы, определяемая ее свойствами. Величина спинового момента S связана с s соотношением S²= ћ²s(s + 1).
P	Пространственная четность. Она равна либо +1, либо -1 и характеризует поведение системы при зеркальном отражении. P = (-1)^l.

Существование сохраняющихся (неизменных во времени) физических величин для данной системы тесно связано со свойствами симметрии этой системы. Так, если изолированная система не изменяется при произвольных поворотах, то у неё сохраняется орбитальный момент количества движения. Это имеет место для атома водорода, в котором электрон движется в сферически симметричном кулоновском потенциале ядра и поэтому характеризуется неизменным квантовым числом l. Внешнее возмущение может нарушать симметрию системы, что приводит к изменению самих квантовых чисел. Фотон, поглощенный атомом водорода, может “перебросить” электрон на другую орбиту с другими значениями квантовых чисел.
Помимо квантовых чисел, отражающих пространственно-временную симметрию микросистемы, существенную роль у частиц играют так называемые внутренние квантовые числа. Ряд из них, такие как спин и электрический заряд, сохраняются во всех взаимодействиях, другие в некоторых взаимодействиях не сохраняются. Так кварковое квантовое число странность, сохраняющееся в сильном взаимодействии, не сохраняется в слабом взаимодействии, что отражает разную природу этих взаимодействий. Внутренним квантовым числом для кварков и глюонов является также цвет. Цвет кварков может принимать три значения, цвет глюонов – восемь.

Электроотрицательность

Электроотрицательность атома, величина, характеризующая способность атома в молекуле притягивать электроны, участвующие в образовании химической связи. Известно несколько способов вычисления Э. Так, согласно Р. Малликену (1935), мерой Э. может служить сумма ионизационного потенциала атома и его сродства к электрону; Л. Полинг предложил (1932) другой, более сложный способ вычисления Э. (см. в ст. Химическая связь). Оказалось, однако, что все способы практически приводят к одинаковым результатам. Зная Э., можно приближённо оценить распределение электронной плотности в молекулах многих химических веществ, например определить полярность ковалентной связи.