Atomas yra mažiausia cheminės medžiagos dalelė, galinti išlaikyti savo savybes. Žodis „atomas“ kilęs iš senovės graikų „atomos“, reiškiančio „nedalomas“. Pagal tai, kiek ir kokių dalelių yra atome, galima nustatyti cheminį elementą.

Trumpai apie atomo sandarą

Kaip galite trumpai išvardyti pagrindinę informaciją apie dalelę su vienu branduoliu, kuri yra teigiamai įkrauta. Aplink šį branduolį yra neigiamo krūvio elektronų debesis. Kiekvienas atomas normalioje būsenoje yra neutralus. Šios dalelės dydį galima visiškai nustatyti pagal elektronų debesies dydį, kuris supa branduolį.

Pats branduolys savo ruožtu taip pat susideda iš smulkesnių dalelių – protonų ir neutronų. Protonai yra teigiamai įkrauti. Neutronai neturi jokio krūvio. Tačiau protonai ir neutronai yra sujungti į vieną kategoriją ir vadinami nukleonais. Jei pagrindinė informacija apie atomo sandarą reikalinga trumpai, tada ši informacija gali apsiriboti išvardytais duomenimis.

Pirmoji informacija apie atomą

Senovės graikai įtarė, kad materiją gali sudaryti mažos dalelės. Jie tikėjo, kad viskas, kas egzistuoja, yra sudaryta iš atomų. Tačiau toks požiūris buvo grynai filosofinio pobūdžio ir negali būti aiškinamas moksliškai.

Pirmasis pagrindinę informaciją apie atomo sandarą gavo anglų mokslininkas, kuris sugebėjo atrasti, kad du cheminiai elementai gali turėti skirtingą santykį ir kiekvienas toks derinys reprezentuos naują medžiagą. Pavyzdžiui, aštuonios deguonies elemento dalys sukelia anglies dioksidą. Keturios deguonies dalys yra anglies monoksidas.

1803 m. Daltonas atrado vadinamąjį kelių santykio dėsnį chemijoje. Naudodamas netiesioginius matavimus (kadangi tada nebuvo galima ištirti nė vieno atomo po to meto mikroskopu), Daltonas padarė išvadą apie santykinę atomų masę..

Rutherfordo tyrimai

Beveik po šimtmečio pagrindinę informaciją apie atomų sandarą patvirtino kitas anglų chemikas – Mokslininkas pasiūlė mažiausių dalelių elektroninio apvalkalo modelį.

Tuo metu Rutherfordo „Planetinis atomo modelis“ buvo vienas svarbiausių žingsnių, kurį galėjo žengti chemija. Pagrindinė informacija apie atomo struktūrą parodė, kad jis panašus į Saulės sistemą: elektronų dalelės sukasi aplink branduolį griežtai apibrėžtomis orbitomis, kaip ir planetos.

Elektroninis atomų apvalkalas ir cheminių elementų atomų formulės

Kiekvieno atomo elektronų apvalkale yra lygiai tiek elektronų, kiek jo branduolyje yra protonų. Štai kodėl atomas yra neutralus. 1913 metais kitas mokslininkas gavo pagrindinės informacijos apie atomo sandarą. Nielso Bohro formulė buvo panaši į tą, kurią gavo Rutherfordas. Pagal jo koncepciją, elektronai taip pat sukasi aplink branduolį, esantį centre. Bohras patobulino Rutherfordo teoriją ir suderino jos faktus.

Jau tada buvo rengiamos kai kurių cheminių medžiagų formulės. Pavyzdžiui, schematiškai azoto atomo struktūra žymima 1s 2 2s 2 2p 3, natrio atomo struktūra išreiškiama formule 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Naudodami šias formules galite pamatyti, kiek elektronų juda kiekvienoje konkrečios cheminės medžiagos orbitoje.

Schrödingerio modelis

Tačiau vėliau šis atominis modelis taip pat paseno. Pagrindinė informacija apie atomo struktūrą, šiandien žinoma mokslui, iš esmės tapo prieinama austrų fiziko tyrimų dėka.

Jis pasiūlė naują jos struktūros modelį – bangų modelį. Iki to laiko mokslininkai jau buvo įrodę, kad elektronas turi ne tik dalelės prigimtį, bet ir bangos savybes.

Tačiau Schrödingerio ir Rutherfordo modelis turi ir bendrų nuostatų. Jų teorijos panašios tuo, kad elektronai egzistuoja tam tikruose lygiuose.

Tokie lygiai dar vadinami elektroniniais sluoksniais. Naudojant lygio skaičių, galima apibūdinti elektronų energiją. Kuo aukštesnis sluoksnis, tuo daugiau energijos jis turi. Visi lygiai skaičiuojami iš apačios į viršų, todėl lygio numeris atitinka jo energiją. Kiekvienas atomo elektronų apvalkalo sluoksnis turi savo polygius. Tokiu atveju pirmas lygis gali turėti vieną polygį, antrasis – du, trečias – tris ir tt (žr. aukščiau pateiktas elektronines azoto ir natrio formules).

Net smulkesnės dalelės

Šiuo metu, žinoma, buvo aptiktos net mažesnės dalelės nei elektronas, protonas ir neutronas. Yra žinoma, kad protonas susideda iš kvarkų. Yra dar mažesnės visatos dalelės – pavyzdžiui, neutrinas, kurio dydis šimtą kartų mažesnis už kvarką ir milijardą kartų mažesnis už protoną.

Neutrinas yra tokia maža dalelė, kad ji yra 10 septilijonų kartų mažesnė už, pavyzdžiui, tiranozaurą. Pats tiranozauras yra tiek pat kartų mažesnis nei visa stebima Visata.

Pagrindinė informacija apie atomo sandarą: radioaktyvumas

Visada buvo žinoma, kad jokia cheminė reakcija negali paversti vieno elemento kitu. Tačiau radioaktyviosios spinduliuotės procese tai įvyksta spontaniškai.

Radioaktyvumas – tai atomo branduolių gebėjimas transformuotis į kitus branduolius – stabilesnius. Kai žmonės gaudavo pagrindinę informaciją apie atomų sandarą, izotopai tam tikru mastu galėjo būti viduramžių alchemikų svajonių įsikūnijimas.

Skilstant izotopams, išsiskiria radioaktyvioji spinduliuotė. Šį reiškinį pirmasis atrado Becquerel. Pagrindinė radioaktyviosios spinduliuotės rūšis yra alfa skilimas. Kai tai įvyksta, išsiskiria alfa dalelė. Taip pat yra beta skilimas, kurio metu iš atomo branduolio išmetama beta dalelė.

Natūralūs ir dirbtiniai izotopai

Šiuo metu žinoma apie 40 natūralių izotopų. Dauguma jų skirstomi į tris kategorijas: urano-radžio, torio ir aktinio. Visų šių izotopų galima rasti gamtoje – uolienose, dirvožemyje, ore. Tačiau be jų žinoma ir apie tūkstantis dirbtinai gautų izotopų, kurie gaminami branduoliniuose reaktoriuose. Daugelis šių izotopų naudojami medicinoje, ypač diagnostikoje..

Proporcijos atomo viduje

Jei įsivaizduosime atomą, kurio matmenys yra panašūs į tarptautinio sporto stadiono matmenis, tada vizualiai galime gauti tokias proporcijas. Atomo elektronai tokiame „stadione“ bus pačiame tribūnų viršuje. Kiekvienas iš jų bus mažesnis už smeigtuko galvutę. Tada šerdis bus šio lauko centre, o jos dydis bus ne didesnis nei žirnio dydis.

Kartais žmonės klausia, kaip iš tikrųjų atrodo atomas. Tiesą sakant, tai tiesiogine prasme neatrodo kaip niekaip – ​​ne dėl to, kad moksle naudojami mikroskopai nėra pakankamai geri. Atomo matmenys yra tose srityse, kuriose „matomumo“ sąvoka tiesiog neegzistuoja.

Atomai yra labai mažo dydžio. Bet kokie iš tikrųjų maži yra šie dydžiai? Faktas yra tas, kad mažiausias druskos grūdelis, vos matomas žmogaus akiai, turi apie vieną kvintilijoną atomų.

Jeigu įsivaizduotume tokio dydžio atomą, kuris tilptų į žmogaus ranką, tai šalia jo būtų 300 metrų ilgio virusai. Bakterijos būtų 3 km ilgio, o žmogaus plauko storis – 150 km. Gulėdamas jis galėtų peržengti žemės atmosferos ribas. Ir jei tokios proporcijos galiotų, tada žmogaus plaukas galėtų pasiekti Mėnulį. Tai toks sudėtingas ir įdomus atomas, kurį mokslininkai tiria iki šiol.

> Kiek atomų yra Visatoje?

Išsiaiškinti, kiek atomų yra visatoje: kaip buvo paskaičiuota, matomos Visatos dydis, gimimo ir vystymosi istorija su nuotraukomis, žvaigždžių skaičius, masė, tyrimai.

Tikrai visi žino, kad Visata yra didelio masto vieta. Bendrais skaičiavimais, prieš mus atsiveria tik 93 milijardai šviesmečių („matoma visata“). Tai didžiulis skaičius, ypač jei nepamirštame, kad tai tik ta dalis, kuri pasiekiama mūsų įrenginiams. Ir, atsižvelgiant į tokius kiekius, nebūtų keista manyti, kad medžiagos kiekis taip pat turėtų būti reikšmingas.

Įdomu pradėti nagrinėti šią problemą nedideliu mastu. Juk mūsų Visatoje yra 120–300 sekstilijonų žvaigždžių (1,2 arba 3 x 10 23). Jei viską padidinsime iki atominio lygio, tada šie skaičiai atrodo tiesiog neįsivaizduojami. Kiek atomų yra Visatoje?

Remiantis skaičiavimais, paaiškėja, kad Visata užpildyta 10 78 -10 82 atomais. Tačiau net ir šie rodikliai tiksliai neatspindi, kiek jame yra medžiagos. Aukščiau buvo minėta, kad mes galime suvokti 46 milijardus šviesmečių bet kuria kryptimi, o tai reiškia, kad negalime matyti viso vaizdo. Be to, Visata nuolat plečiasi, todėl objektai tolsta nuo mūsų.

Ne taip seniai vokiečių superkompiuteris pateikė rezultatą, rodantį, kad akyse yra 500 milijardų galaktikų. Jei atsigręžtume į konservatyvius šaltinius, gautume 300 mlrd. Vienoje galaktikoje gali tilpti 400 milijardų žvaigždžių, todėl bendras skaičius Visatoje gali siekti 1,2 x 10 23 – 100 sekstilijonų.

Vidutinis žvaigždės svoris yra 10 35 gramai. Bendras svoris – 10 58 gramai. Skaičiavimai rodo, kad kiekviename grame yra 10 24 protonai arba tiek pat vandenilio atomų (viename vandenilyje yra vienas protonas). Iš viso gauname 10 82 vandenilio.

Kaip pagrindą imame matomą Visatą, kurioje šis kiekis turėtų pasiskirstyti tolygiai (daugiau nei 300 milijonų šviesmečių). Tačiau mažesniu mastu materija sukurs šviečiančios medžiagos gumulėlius, apie kuriuos mes visi žinome.

Apibendrinant galima pasakyti, kad dauguma Visatos atomų yra susitelkę žvaigždėse, sukurdamos galaktikas, kurios susijungia į spiečius, kurie savo ruožtu sudaro superspiečius ir visa tai užbaigia Didžiosios sienos formavimu. Tai su padidinimu. Jei einate priešinga kryptimi ir pasirenkate mažesnį mastelį, tada klasteriai yra užpildyti debesimis su dulkėmis, dujomis ir kitomis medžiagomis.

Medžiaga linkusi plisti izotropiškai. Tai yra, visos dangaus sritys yra vienodos ir kiekvienoje yra toks pat kiekis. Erdvė yra prisotinta galingos izotropinės spinduliuotės bangos, kuri prilygsta 2,725 K (šiek tiek virš absoliutaus nulio).

Kosmologinis principas teigia apie vienalytę Visatą. Remiantis juo, galima teigti, kad fizikos dėsniai vienodai galios bet kurioje Visatoje ir neturėtų būti pažeisti dideliu mastu. Šią idėją taip pat skatina stebėjimai, rodantys visatos struktūros evoliuciją po Didžiojo sprogimo.

Tyrėjai sutinka, kad dauguma materijos susiformavo Didžiojo sprogimo metu, o plėtimasis neprideda naujos medžiagos. Pastarųjų 13,7 milijardo metų mechanizmai yra pagrindinių masių išsiplėtimas ir sklaida.

Tačiau teoriją apsunkina Einšteino masės ir energijos ekvivalentas, atsirandantis iš bendrosios reliatyvumo teorijos (masės pridėjimas palaipsniui didina energijos kiekį).

Tačiau Visatos tankis išlieka stabilus. Šiuolaikinis pasiekia 9,9 x 10 30 gramų cm 3. Čia sutelkta 68,3% tamsiosios energijos, 26,8% tamsiosios medžiagos ir 4,9% šviesios medžiagos. Pasirodo, tankis yra vienas vandenilio atomas 4 m 3.

Mokslininkai vis dar negali iššifruoti savybių, todėl neįmanoma tiksliai pasakyti, ar jos pasiskirsto tolygiai, ar sudaro tankius gumulėlius. Tačiau manoma, kad tamsioji medžiaga sulėtina plėtimąsi, tačiau tamsioji energija ją pagreitina.

Visi skaičiai, pateikti apie atomų skaičių Visatoje, yra apytiksliai. Nepamirškite pagrindinės minties: mes kalbame apie matomos Visatos skaičiavimus.

APIBRĖŽIMAS

Atom– mažiausia cheminė dalelė.

Cheminių junginių įvairovę lemia skirtingi cheminių elementų atomų deriniai į molekules ir nemolekulines medžiagas. Atomo gebėjimą patekti į cheminius junginius, jo chemines ir fizines savybes lemia atomo sandara. Šiuo atžvilgiu chemijai itin svarbi vidinė atomo struktūra ir, visų pirma, jo elektroninio apvalkalo struktūra.

Atominės struktūros modeliai

pradžioje D. Daltonas atgaivino atomų teoriją, remdamasis iki tol žinomais pagrindiniais chemijos dėsniais (sudėtis pastovumu, daugybiniais santykiais ir ekvivalentais). Pirmieji eksperimentai buvo atlikti siekiant ištirti materijos struktūrą. Tačiau, nepaisant padarytų atradimų (to paties elemento atomai turi tas pačias savybes, o kitų elementų atomai – kitokias, buvo įvesta atominės masės sąvoka), atomas buvo laikomas nedaliamu.

Gavus eksperimentinius įrodymus (XIX a. pabaiga – XX a. pradžia) apie atomo sandaros sudėtingumą (fotoelektrinis efektas, katodas ir rentgeno spinduliai, radioaktyvumas), buvo nustatyta, kad atomas susideda iš neigiamo ir teigiamo krūvio dalelių, kurios sąveikauja su vienas kitą.

Šie atradimai davė impulsą sukurti pirmuosius atominės struktūros modelius. Buvo pasiūlytas vienas pirmųjų modelių J. Tomsonas(1904 m.) (1 pav.): atomas buvo įsivaizduojamas kaip „teigiamos elektros jūra“ su joje svyruojančiais elektronais.

Po eksperimentų su α-dalelėmis, 1911 m. Rutherfordas pasiūlė vadinamąjį planetinis modelis atominė struktūra (1 pav.), panaši į Saulės sistemos sandarą. Pagal planetinį modelį atomo centre yra labai mažas branduolys su krūviu Z e, kurio matmenys yra maždaug 1 000 000 kartų mažesni už paties atomo matmenis. Branduolys turi beveik visą atomo masę ir turi teigiamą krūvį. Elektronai aplink branduolį juda orbitomis, kurių skaičių lemia branduolio krūvis. Išorinė elektronų trajektorija lemia išorinius atomo matmenis. Atomo skersmuo yra 10 -8 cm, o branduolio skersmuo yra daug mažesnis -10 -12 cm.

Ryžiai. 1 Atominės struktūros modeliai pagal Thomson ir Rutherford

Atominių spektrų tyrimo eksperimentai parodė atomo struktūros planetinio modelio netobulumą, nes šis modelis prieštarauja atominių spektrų linijinei struktūrai. Remiantis Rutherfordo modeliu, Einšteino šviesos kvantų doktrina ir Plancko kvantine spinduliuotės teorija Nielsas Bohras (1913 m.) suformuluotas postulatai, kurį sudaro atomų sandaros teorija(2 pav.): elektronas gali suktis aplink branduolį ne bet kokiomis, o tik tam tikromis specifinėmis orbitomis (stacionariomis), judėdamas tokia orbita nespinduliuoja elektromagnetinės energijos, spinduliuotės (elektromagnetinės energijos kvanto absorbcijos ar emisijos). ) atsiranda perėjimo (panašaus į šuolį) elektrono iš vienos orbitos į kitą metu.

Ryžiai. 2. Atomo sandaros modelis pagal N. Bohrą

Sukaupta eksperimentinė medžiaga, apibūdinanti atomo sandarą, parodė, kad elektronų, kaip ir kitų mikroobjektų, savybės negali būti apibūdintos remiantis klasikinės mechanikos koncepcijomis. Mikrodalelės paklūsta kvantinės mechanikos dėsniams, kurie tapo kūrimo pagrindu modernus atominės struktūros modelis.

Pagrindinės kvantinės mechanikos tezės:

- energiją kūnai išskiria ir sugeria atskiromis porcijomis - kvantais, todėl dalelių energija staigiai keičiasi;

- elektronai ir kitos mikrodalelės turi dvejopą prigimtį – jos pasižymi ir dalelių, ir bangų savybėmis (bangų-dalelių dvilypumas);

— kvantinė mechanika neigia tam tikrų mikrodalelių orbitų buvimą (judančių elektronų padėties tiksliai nustatyti neįmanoma, nes jie juda erdvėje šalia branduolio, galima tik nustatyti tikimybę rasti elektroną skirtingose ​​erdvės dalyse).

Vadinama erdvė šalia branduolio, kurioje elektrono radimo tikimybė yra gana didelė (90%) orbitos.

Kvantiniai skaičiai. Pauliaus principas. Klečkovskio taisyklės

Elektrono būseną atome galima apibūdinti naudojant keturis kvantiniai skaičiai.

n– pagrindinis kvantinis skaičius. Apibūdina bendrą elektrono energijos atsargą atome ir energijos lygio skaičių. n įgyja sveikųjų skaičių reikšmes nuo 1 iki ∞. Elektronas turi mažiausią energiją, kai n=1; didėjant n – energijai. Atomo būsena, kai jo elektronai yra tokiame energijos lygyje, kad jų bendra energija yra minimali, vadinama pagrindine būsena. Būsenos su didesnėmis reikšmėmis vadinamos susijaudinusiomis. Energijos lygiai žymimi arabiškais skaitmenimis pagal n reikšmę. Elektronai gali būti išsidėstę septyniais lygiais, todėl n iš tikrųjų egzistuoja nuo 1 iki 7. Pagrindinis kvantinis skaičius lemia elektronų debesies dydį ir vidutinį elektrono spindulį atome.

l– orbitinis kvantinis skaičius. Apibūdinamas elektronų energijos rezervas polygyje ir orbitos forma (1 lentelė). Priima sveikųjų skaičių reikšmes nuo 0 iki n-1. Aš priklauso nuo n. Jei n=1, tai l=0, o tai reiškia, kad 1 lygyje yra 1 polygis.

m e– magnetinis kvantinis skaičius. Apibūdina orbitos orientaciją erdvėje. Priima sveikųjų skaičių reikšmes nuo –l iki 0 iki +l. Taigi, kai l=1 (p-orbitalė), m e įgyja reikšmes -1, 0, 1, o orbitalės orientacija gali būti skirtinga (3 pav.).

Ryžiai. 3. Viena iš galimų p-orbitalės orientacijų erdvėje

s– sukimosi kvantinis skaičius. Apibūdina paties elektrono sukimąsi aplink savo ašį. Priima reikšmes -1/2(↓) ir +1/2(). Du elektronai toje pačioje orbitoje turi antilygiagrečius sukinius.

Nustatoma elektronų būsena atomuose Pauli principas: atomas negali turėti dviejų elektronų, turinčių tą patį visų kvantinių skaičių rinkinį. Nustatyta orbitalių užpildymo elektronais seka Klečkovskio taisyklės: orbitalės užpildomos elektronais didėjančia šių orbitalių sumos (n+l) tvarka, jei suma (n+l) yra vienoda, tai pirmiausia užpildoma mažesnės n reikšmės orbitalė.

Tačiau atome dažniausiai yra ne vienas, o keli elektronai, o norint atsižvelgti į jų tarpusavio sąveiką, naudojama efektyvaus branduolinio krūvio sąvoka – išoriniame lygyje elektroną veikia mažesnis už krūvį krūvis. branduolio, ko pasekoje vidiniai elektronai ekranuoja išorinius.

Pagrindinės atomo charakteristikos: atomo spindulys (kovalentinis, metalinis, van der Waals, joninis), elektronų afinitetas, jonizacijos potencialas, magnetinis momentas.

Elektroninės atomų formulės

Visi atomo elektronai sudaro jo elektroninį apvalkalą. Pavaizduota elektronų apvalkalo struktūra elektroninė formulė, kuris parodo elektronų pasiskirstymą energijos lygiuose ir polygiuose. Elektronų skaičius polygyje nurodomas skaičiumi, kuris rašomas polygį nurodančios raidės viršuje, dešinėje. Pavyzdžiui, vandenilio atomas turi vieną elektroną, kuris yra 1-ojo energijos lygio s polygyje: 1s 1. Elektroninė helio formulė, kurioje yra du elektronai, parašyta taip: 1s 2.

Antrojo periodo elementams elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Ryšys tarp atomo elektroninės struktūros ir elemento padėties periodinėje lentelėje

Elektroninė elemento formulė nustatoma pagal jo vietą periodinėje lentelėje D.I. Mendelejevas. Taigi, periodo skaičius atitinka In antrojo periodo elementus, elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo Antrojo periodo elementuose elektronai užpildo 2-ąjį energijos lygį, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Kai kurių elementų atomuose stebimas elektronų „šuolis“ iš išorinio energijos lygio į priešpaskutinį. Elektronų nutekėjimas vyksta vario, chromo, paladžio ir kai kurių kitų elementų atomuose. Pavyzdžiui:

24 kr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1

energijos lygis, kuriame gali būti ne daugiau kaip 8 elektronai. Pirma, elektronai užpildo s polygį, tada p polygį. Pavyzdžiui:

5 B 1s 2 2s 2 2p 1

Pagrindinių pogrupių elementų grupės skaičius yra lygus elektronų skaičiui išoriniame energijos lygmenyje, tokie elektronai vadinami valentiniais elektronais (jie dalyvauja formuojant cheminį ryšį). Šoninių pogrupių elementų valentiniai elektronai gali būti išorinio energijos lygio ir priešpaskutinio lygio d polygio elektronai. Antrinių pogrupių III-VII grupių elementų grupinis skaičius, taip pat Fe, Ru, Os, atitinka bendrą elektronų skaičių išorinio energijos lygio s-polygyje ir priešpaskutinio lygio d-polygyje.

Užduotys:

Nubraižykite elektronines fosforo, rubidžio ir cirkonio atomų formules. Nurodykite valentinius elektronus.

Atsakymas:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Valentiniai elektronai 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Valentiniai elektronai 5s 1

40 Zr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 Valentiniai elektronai 4d 2 5s 2

Mažiausios energijos būsenos troškimas yra bendra materijos savybė. Tikriausiai žinote apie kalnų lavinas ir uolų griūtis. Jų energija tokia didelė, kad gali nušluoti tiltus, namus ir kitas dideles bei patvarias konstrukcijas. Šio didžiulio gamtos reiškinio priežastis yra ta, kad sniego ar akmenų masė yra linkusi užimti žemiausios energijos būseną, o fizinio kūno potenciali energija kalno papėdėje yra mažesnė nei šlaite ar viršūnėje.

Atomai užmezga ryšius vienas su kitu dėl tos pačios priežasties: bendra sujungtų atomų energija yra mažesnė už tų pačių atomų energiją laisvoje būsenoje. Tai labai džiugi aplinkybė jums ir man - juk jei jungiant atomus į molekules nebūtų energijos prieaugio, tai Visata būtų užpildyta tik elementų atomais, o paprastų ir sudėtingų molekulių atsiradimas, būtinas gyvybės egzistavimas būtų neįmanomas.

Tačiau atomai negali atsitiktinai jungtis vienas su kitu. Kiekvienas atomas gali jungtis su tam tikru kitų atomų skaičiumi, o sujungti atomai yra erdvėje griežtai apibrėžtu būdu. Šių apribojimų priežasties reikėtų ieškoti atomų elektronų apvalkalų savybėse, tiksliau – savybėse. išorės elektronų apvalkalai, su kuriais atomai sąveikauja tarpusavyje.

Užbaigtas išorinis elektronų apvalkalas turi mažesnę (t.y. palankesnę atomui) energiją nei neužbaigtas. Pagal okteto taisyklę užbaigtame apvalkale yra 8 elektronai:

Tai yra tauriųjų dujų atomų išoriniai elektronų apvalkalai, išskyrus helio (n = 1) , kurio visas apvalkalas susideda iš dviejų s elektronų (1s 2 ) tik todėl p -1-ame lygyje polygio nėra.

Visų elementų, išskyrus tauriąsias dujas, išoriniai apvalkalai yra NEBAIGTI ir cheminės sąveikos procese, kai tik įmanoma, UŽBAIGTI.

Kad toks „užbaigimas“ įvyktų, atomai turi arba perduoti elektronus vienas kitam, arba padaryti juos prieinamus bendram naudojimui. Tai priverčia atomus būti arti vienas kito, t.y. būti susietas cheminiu ryšiu.

Yra keletas cheminių sujungimų tipų terminų: kovalentinis, polinis kovalentinis, joninis, metalinis, donoras-akceptorius, vandenilis ir kai kurie kiti. Tačiau, kaip matysime, visi medžiagos dalelių surišimo vienas su kitu būdai turi bendrą pobūdį - tai yra jų pačių elektronų tiekimas bendram naudojimui (griežčiau - socializacija elektronai), kurią dažnai papildo elektrostatinė sąveika tarp skirtingų krūvių, atsirandančių elektronų perėjimų metu. Kartais atskirų dalelių traukos jėgos gali būti grynai elektrostatinės. Tai ne tik trauka tarp jonų, bet ir įvairios tarpmolekulinės sąveikos.

Mokslo raidos procese chemija susidūrė su reakcijoms atlikti reikalingų medžiagų kiekio ir jų metu gautų medžiagų skaičiavimo problema.

Šiandien tokiems cheminių reakcijų tarp medžiagų ir mišinių skaičiavimams naudojama santykinės atominės masės reikšmė, įtraukta į periodinę D. I. Mendelejevo cheminių elementų lentelę.

Cheminiai procesai ir elemento proporcijos medžiagose įtaka reakcijos eigai

Šiuolaikinis mokslas, apibrėžęs „santykinę cheminio elemento atominę masę“, reiškia, kiek kartų tam tikro cheminio elemento atomo masė yra didesnė už vieną dvyliktąją anglies atomo.

Atėjus chemijos erai, išaugo poreikis tiksliai nustatyti cheminės reakcijos eigą ir jos rezultatus.

Todėl chemikai nuolat bandė išspręsti tikslios sąveikaujančių elementų masės medžiagoje problemą. Vienas geriausių sprendimų tuo metu buvo surišimas su lengviausiu elementu. Ir jo atomo svoris buvo paimtas kaip vienas.

Istorinė materijos skaičiavimo eiga

Iš pradžių buvo naudojamas vandenilis, vėliau deguonis. Tačiau šis skaičiavimo metodas pasirodė netikslus. To priežastis buvo 17 ir 18 masės izotopų buvimas deguonyje.

Todėl, turėdamas izotopų mišinį, techniškai gaunamas kitas skaičius nei šešiolika. Šiandien santykinė elemento atominė masė apskaičiuojama pagal anglies atomo masę, imamą kaip pagrindą, santykiu 1/12.

Daltonas padėjo pagrindus santykinei elemento atominei masei

Tik po kurio laiko, XIX amžiuje, Daltonas pasiūlė atlikti skaičiavimus naudojant lengviausią cheminį elementą – vandenilį. Per paskaitas savo studentams jis ant iš medžio iškaltų figūrų demonstravo, kaip jungiasi atomai. Kitiems elementams jis panaudojo anksčiau kitų mokslininkų gautus duomenis.

Remiantis Lavoisier eksperimentais, vandenyje yra penkiolika procentų vandenilio ir aštuoniasdešimt penki procentai deguonies. Remdamasis šiais duomenimis, Daltonas apskaičiavo, kad vandens, šiuo atveju deguonies, elemento santykinė atominė masė yra 5,67. Jo skaičiavimų klaida kyla dėl to, kad jis neteisingai tikėjo vandenilio atomų skaičiumi vandens molekulėje.

Jo nuomone, kiekvienam deguonies atomui tenka vienas vandenilio atomas. Remdamasis chemiko Ostino duomenimis, kad amoniake yra 20 procentų vandenilio ir 80 procentų azoto, jis apskaičiavo santykinę azoto atominę masę. Su šiuo rezultatu jis padarė įdomią išvadą. Paaiškėjo, kad santykinė atominė masė (amoniako formulė klaidingai paimta su viena vandenilio ir azoto molekule) buvo keturi. Savo skaičiavimuose mokslininkas rėmėsi Mendelejevo periodine sistema. Remiantis analize, jis apskaičiavo, kad santykinė anglies atominė masė yra 4,4, o ne anksčiau priimta dvylika.

Nepaisant rimtų klaidų, Daltonas pirmasis sukūrė kai kurių elementų lentelę. Per visą mokslininko gyvenimą jis buvo pakartotinai keičiamas.

Medžiagos izotopinis komponentas turi įtakos santykinės atominės masės tikslumo vertei

Atsižvelgdami į elementų atomines mases, pastebėsite, kad kiekvieno elemento tikslumas yra skirtingas. Pavyzdžiui, ličiui jis yra keturių skaitmenų, o fluoro - aštuonių skaitmenų.

Problema ta, kad kiekvieno elemento izotopinis komponentas yra skirtingas ir nėra pastovus. Pavyzdžiui, paprastame vandenyje yra trijų tipų vandenilio izotopų. Tai, be paprasto vandenilio, apima deuterį ir tritį.

Santykinė vandenilio izotopų atominė masė yra atitinkamai dvi ir trys. „Sunkusis“ vanduo (sudarytas iš deuterio ir tričio) išgaruoja ne taip lengvai. Todėl garų būsenoje vandens izotopų yra mažiau nei skysto.

Gyvų organizmų selektyvumas skirtingiems izotopams

Gyvi organizmai turi selektyvią savybę anglies atžvilgiu. Norint sukurti organines molekules, naudojama anglis, kurios santykinė atominė masė yra dvylika. Todėl organinės kilmės medžiagose, taip pat daugelyje mineralų, tokių kaip anglis ir nafta, yra mažiau izotopų nei neorganinėse medžiagose.
Mikroorganizmai, kurie apdoroja ir kaupia sierą, palieka sieros izotopą 32. Teritorijose, kuriose bakterijos neperdirba, sieros izotopų dalis yra 34, tai yra daug didesnė. Būtent pagal sieros santykį dirvožemio uolienose geologai daro išvadą apie sluoksnio kilmę – ar jis magminio, ar nuosėdinio pobūdžio.

Iš visų cheminių elementų tik vienas neturi izotopų – fluoras. Todėl jo santykinė atominė masė yra tikslesnė nei kitų elementų.

Nestabilių medžiagų buvimas gamtoje

Kai kurių elementų santykinė masė nurodoma laužtiniuose skliaustuose. Kaip matote, tai yra elementai, esantys po urano. Faktas yra tas, kad jie neturi stabilių izotopų ir suyra, kai išsiskiria radioaktyvioji spinduliuotė. Todėl skliausteliuose nurodomas stabiliausias izotopas.

Laikui bėgant paaiškėjo, kad iš kai kurių iš jų dirbtinėmis sąlygomis įmanoma gauti stabilų izotopą. Reikėjo keisti kai kurių transurano elementų atomines mases periodinėje lentelėje.

Sintetinant naujus izotopus ir matuojant jų gyvavimo trukmę, kartais pavykdavo atrasti nuklidus, kurių pusinės eliminacijos laikas yra milijonus kartų ilgesnis.

Mokslas nestovi vietoje, nuolat atrandami nauji elementai, dėsniai, įvairių chemijos ir gamtos procesų ryšiai. Todėl, kokia forma chemija ir periodinė Mendelejevo cheminių elementų sistema pasirodys ateityje, po šimto metų, yra neaišku ir neaišku. Bet norėčiau tikėti, kad per pastaruosius šimtmečius sukaupti chemikų darbai pasitarnaus naujoms, pažangesnėms mūsų palikuonių žinioms.