Атом, раздел «Физик»

Материал из Юнциклопедии
(перенаправлено с «АТОМ, раздел «Физик»»)
Перейти к: навигация, поиск

Все тела, включая нас самих, состоят из мельчайших «кирпичиков», называемых атомами. Существует столько типов таких «кирпичиков», сколько имеется в природе химических элементов. Химический элемент — это совокупность атомов одного и того же типа.

Мысль о том, что вещество построено из мельчайших «частичек», высказывалась еще древнегреческими учеными. Они-то и назвали эти частички атомами (от греческого слова, означающего «неделимый»). Древние греки предполагали, что атомы имеют форму правильных многогранников: куба («атомы земли»), тетраэдра («атомы огня»), октаэдра («атомы воздуха»), икосаэдра («атомы воды»). Прошло более двадцати столетий, прежде чем были получены экспериментальные подтверждения идеи атомистического строения вещества. Окончательно эта идея утвердилась в науке во второй половине XIX в. благодаря успехам химии и кинетической теории. К началу XX в. физики уже знали, что атомы имеют размеры порядка 10-10м и массу 10-27 кг. К этому времени стало ясно, что атомы вовсе не «неделимы», что они обладают определенной внутренней структурой, разгадка которой позволит объяснить периодичность свойств химических элементов, выявленную Д. И. Менделеевым (см. Периодическая система химических элементов).

В 1903 г., вскоре после открытия электрона, английский физик Джозеф Джон Томсон предложил модель атома в виде положительно заряженной по объему сферы диаметром около 10-10 м, внутрь которой «вкраплены» электроны. Суммарный отрицательный заряд электронов компенсируется положительным зарядом сферы. Когда электроны колеблются относительно центра сферы, атом излучает свет. Томсон считал, что электроны группируются в слои вокруг центра сферы.

В модели, предложенной Томсоном, масса атома равномерно распределена по его объему. Ошибочность такого предположения вскоре доказал английский физик Эрнест Резерфорд. В 1908—1911 гг. под его руководством были выполнены опыты по рассеянию α-частиц (ядер гелия) металлической фольгой (см. Альфа-распад), α-частица проходила сквозь тонкую фольгу (толщиной 1 мкм) и, попадая на экран из сернистого цинка, порождала вспышку, хорошо наблюдаемую в микроскоп. Экран ориентировали под разными углами к первоначальному направлению движения α-частиц и подсчитывали число частиц, рассеянных фольгой на тот или иной угол. Оказалось, что большинство частиц свободно проходит сквозь фольгу, испытывая лишь незначительные отклонения; однако в отдельных редких случаях (примерно в одном на 10 000) наблюдалось рассеяние α-частиц на угол больше 90°. «Это было почти так же невероятно,— вспоминал впоследствии Резерфорд,— как если бы вы выстрелили 15-дюймовым снарядом в лист папиросной бумаги, а снаряд вернулся бы назад и попал в вас». Опыты по рассеянию α-частиц убедительно показали, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме — атомном ядре, диаметр которого примерно в 10 000 раз меньше диаметра атома. Большинство α-частиц пролетает мимо массивного ядра, не задевая его, но изредка происходит столкновение α-частицы с ядром, и тогда она может «отскочить» назад.

Опыты Резерфорда послужили основой для создания ядерной модели атома. Эта модель определяет наши сегодняшние представления об устройстве атома. В центре атома находится атомное ядро (его размеры порядка 10-14 м); весь остальной объем атома «представлен» электронами. Внутри ядра электронов нет (это стало ясно в начале 30-х гг.); ядро состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов. Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре; это есть атомный номер данного химического элемента (его порядковый номер в периодической системе). Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы протона или нейтрона, поэтому почти вся масса атома сосредоточена в ядре. Разные электроны в разной степени связаны с ядром; некоторые из них атом может относительно легко потерять, превращаясь при этом в положительный ион. Приобретая дополнительные электроны, атом превращается в отрицательный ион. При поглощении электромагнитного излучения, например света, атом возбуждается. Существенно, что атом может поглощать и испускать лишь определенные, характерные для данного химического элемента порции (кванты) энергии; недаром спектры поглощения и испускания атомов газообразных веществ состоят из упорядоченных наборов отдельных линий. В связи с этим говорят об определенных энергетических уровнях атома. При поглощении излучения атом переходит (совершает квантовый переход) с нижних уровней на более высокие, а при испускании излучения — с верхних на более нижние. Энергия поглощенного (испущенного) кванта излучения всякий раз равна разности энергий уровней, между которыми произошел рассматриваемый квантовый переход.

Первую количественную теорию атома разработал в 1913 г. датский физик Нильс Бор. Это была теория простейшего атома — атома водорода. Бор использовал результаты опытов Резерфорда и известные в то время сведения о спектре атомарного водорода. Он представлял себе атом водорода в следующем виде: вокруг протона (ядра атома) по круговой орбите движется электрон. Для невозбужденного атома радиус орбиты составляет 0,5x10-10 м. При возбуждении атома электрон перескакивает на одну из более удаленных от ядра орбит. Радиусы возможных орбит описываются формулой R-10 = ħ2n2 / me2, где ħ ~ 10-34 Дж/с — постоянная Планка, m = 9x10-34кг— масса электрона, е = 1,6x10-19 Кл— заряд электрона, n = 1, 2, 3...— главное квантовое число, фиксирующее порядковый номер орбиты электрона. Каждой орбите отвечает определенная энергия электрона: Еn = — me4 / 2ħ2n2 (ее отрицательность означает, что электрон находится в связанном состоянии; за нуль принимается энергия свободного электрона).

В 1915 г. немецкий физик Арнольд Зоммер-фельд попытался обобщить теорию Бора на различные атомы. Он показал, что при более общем подходе круговые орбиты электронов в атоме следует заменить эллиптическими. Энергия электрона определяется в основном величиной большой полуоси эллипса, которая в свою очередь задается главным квантовым числом n. При этом степень вытянутости эллипса связана с величиной момента количества движения электрона. Она определяется так называемым орбитальным квантовым числом l, принимающим (при заданном квантовом числе n) значения: 0, 1, 2,..., n—1. Электроны с l=0 называют s-электронами, l=1 — р-электронами, l = 2 — d-электронами, l = 3 — f-электронами и т. д. По мере роста значения l степень вытянутости эллиптической орбиты электрона уменьшается.

Согласно теории Бора — Зоммерфельда, атомы уподобляются миниатюрным планетным системам, где в качестве «планет» выступают электроны, движущиеся по орбитам вокруг центрального тела — атомного ядра. Надо, однако, иметь в виду, что аналогия с планетными системами весьма условна. Дело в том, что в микромире нельзя пользоваться законами Ньютона, здесь действуют специфические законы квантовой механики. Движущийся по орбите электрон можно рассматривать, с одной стороны, как некую корпускулу (с определенными массой, энергией, зарядом), а с другой — как некую волну, длина которой укладывается на длине орбиты целое число раз (это число есть как раз главное квантовое число n). Если n относительно невелико, то длина электронной волны оказывается того же порядка, что и длина орбиты. Ясно, что в этом случае вообще не имеет смысла говорить об электронных орбитах.

Квантовая механика, отказываясь от наглядного образа электрона, предлагает представлять электрон в атоме в виде своеобразного электронного облака, более плотного в тех точках пространства, где более вероятно обнаружить этот электрон. Форма и эффективные размеры электронных облаков зависят от квантовых чисел n и l, определяющих состояние электрона в атоме.

В многоэлектронных атомах картина электронных облаков оказывается более сложной. В связи с этим рассматривают не само облако, а лишь расстояние до ядра, на котором наиболее вероятно обнаружить электрон, описываемый тем или иным набором чисел n и l. Это расстояние называют радиусом электронной оболочки, отвечающей данным значениям n и l. Если n=1, l=0, то говорят о ls-оболочке; n=2, l=0 — 2s-оболочке; n=2, l=1 — 2p-оболочке и т. д. Следует отметить, что на каждой электронной оболочке можно «поселить» не более строго определенного числа электронов: 2 — для s-оболочек, 6 — для р-оболочек, 10 — для d-оболочек. Это есть проявление принципа Паули.

По мере увеличения атомного номера элемента электроны постепенно заселяют электронные оболочки; последовательно заселяются оболочки: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,... Например, в атоме лития (рассматривается невозбужденный атом) полностью заселена 1s-оболочка и сверх того имеется один электрон в следующей s-оболочке (2s-оболочка). В атоме натрия полностью заселены оболочки 1s, 2s, 2р и имеется один электрон в 3s-оболочке. В атоме калия полностью заселены оболочки 1s, 2s, 2р, 3s, 3р и имеется один электрон в 45-оболочке. Единообразие конфигураций внешней электронной оболочки атомов щелочных металлов объясняет и общность их свойств. На данном примере можно видеть, каким образом картина заселяющихся электронных оболочек атома способна объяснить закономерности периодической системы химических элементов.