«Атом та атомне ядро» - Ізотопи. Біографія Атома. Вирішення задач. Відкриття нейтрону. Вклади нерівні. Модель атома у вигляді позитивно зарядженої кулі. Вікторина. Позначення ядра атома. Атом має ядро. ядерні сили. У космічних глибинах. Уявлення про будову атома. Теорія ядра. Ядро атома складається із нуклонів. Протонно-нейтронна модель атома ядра.

"Енергія зв'язку ядра" - Зменшення питомої енергії зв'язку у легких елементів пояснюється поверхневими ефектами. - Дефект маси. Кулонівські сили прагнуть розірвати ядро. Питома енергія зв'язку. Максимальну енергію зв'язку (8,6 МеВ/нуклон) мають елементи із масовими числами від 50 до 60. Енергія зв'язку атомних ядер. Енергія зв'язку нуклонів лежить на поверхні менше, ніж в нуклонів всередині ядра.

"Ядро атома" - Ернест Резерфорд. Тест (продовження). Ізотопи одного елемента відрізняються числом … у ядрі. Ядро атома складається з протонів та нейтронів. Інформація про склад атомного ядра вказується так: Молекули Іони Протони. А сумарний заряд електронів – Ze. Тест: Наприклад, ядро ​​атома кисню. Протони є носіями елементарного позитивного заряду, нейтрони електрично нейтральні.

«Атомне ядро» – 1932 р. Іваненко та Гейзенберг запропонували протонно-нейтронну модель атомного ядра. Кванти ядерних зважкодій. Відкриття будови ядра. Модель ядра. Однак усередині стабільного ядра нейтрони пов'язані з протонами і мимоволі не розпадаються. Дж.Чедвік повторив експеримент. Відкриття нейтрону стало важливим кроком уперед.

«Фундаментальні взаємодії» – Ньютонівська теорія всесвітнього тяжіння. Супероб'єднання. Моделі об'єднання. Типи взаємодії елементарних частинок. Створення єдиної теорії фундаментальних взаємодій. Теоретичні здобутки. Елементарна частка. Умовне позначення слабкої взаємодії. Взаємодія. Важельні ваги. Електромагнітна взаємодія.

«Фізика атомного ядра» - Активність препарату – число ядер, які розпадаються за одиничний проміжок часу: Типи ядерних реакцій. Віртуальні частки. I. Нуклон. 3. Дивина. Закони збереження. Елементарні частинки – частинки, які поводяться як безструктрурні. Синтез хімічних трансуранових елементів. Спектр випромінювання – дискретний.

Всього у темі 9 презентацій

Коли з'ясувалося, що ядра атомів мають складну будову, постало питання про те, з яких саме частинок вони складаються.

У 1913 р. Резерфорд висунув гіпотезу у тому, що з частинок, які входять до складу атомних ядер всіх хімічних елементів, є ядро ​​атома водню.

Підставою для такого припущення послужила низка фактів, отриманих досвідченим шляхом. Зокрема було відомо, що маси атомів хімічних елементів перевищують масу атома водню в ціле число разів (тобто кратні їй). У 1919 р. Резерфорд поставив досвід дослідження взаємодії α-часток з ядрами атомів азоту.

У цьому досвіді α-частка, що летить із величезною швидкістю, при попаданні в ядро ​​атома азоту вибивала з нього якусь частинку. За припущенням Резерфорда, цією частинкою було ядро ​​атома водню, яке Резерфорд назвав протоном (від грецьк. protos – перший). Але оскільки спостереження цих частинок велося методом сцинтиляцій, то не можна було точно визначити, яка саме частка вилітала з ядра атома азоту.

Упевнитися в тому, що з ядра атома дійсно вилітав протон, вдалося лише через кілька років, коли реакція взаємодії α-частки з ядром атома азоту була проведена в камері Вільсона.

Через прозоре кругле віконце камери Вільсона навіть неозброєним оком можна побачити треки (тобто траєкторії) частинок, що швидко рухаються в ній (рис. 161).

Мал. 161. Фотографії треків заряджених частинок, отриманих у камері Вільсона

На малюнку видно ветери прямі. Це сліди α-часток, які пролетіли крізь простір камери, не зазнавши зіткнень з ядрами атомів азоту. Але слід однієї α-частинки роздвоюється, утворюючи так звану «вилку». Це означає, що у точці роздвоєння треку відбулася взаємодія α-частинки з ядром атома азоту, у результаті утворилися ядра атомів кисню і водню. Те, що утворюються саме ці ядра, було з'ясовано характером викривлення треків при поміщенні камери Вільсона в магнітне поле.

Реакцію взаємодії ядра азоту з α-частинками з утворенням ядер кисню та водню записують так:

де символом H позначений протон, тобто ядро ​​атома водню, з масою приблизно дорівнює 1 а. е. м. (точніше, 1,0072765 а. е. м.), і позитивним зарядом, рівним елементарному (тобто модулю заряду електрона). Для позначення протона використовують символ).

Надалі було досліджено взаємодію а-часток з ядрами атомів інших елементів: бору (В), натрію (Na), алюмінію (Аl), магнію (Mg) та багатьох інших. В результаті з'ясувалося, що з цих ядер α-частинки вибивали протони. Це давало підстави вважати, що протони входять до ядер атомів всіх хімічних елементів.

Відкриття протона не давало повної відповіді питання про те, з яких частинок складаються ядра атомів. Якщо вважати, що атомні ядра складаються лише з протонів, виникає протиріччя.

Покажемо з прикладу ядра атома берилію (), у чому полягає це протиріччя.

Припустимо, що ядро ​​складається лише з протонів. Оскільки заряд кожного протона дорівнює одному елементарному заряду, то число протонів в ядрі повинне дорівнювати зарядовому числу, в даному випадку чотири.

Але якби ядро ​​берилію справді складалося лише з чотирьох протонів, його маса була приблизно дорівнює 4 а. е. м. (оскільки маса кожного протона приблизно дорівнює 1 а. е. м.).

Однак це суперечить досвідченим даним, згідно з якими маса ядра атома берилію приблизно дорівнює 9 а. е. м.

Таким чином, стає ясно, що в ядра атомів, крім протонів, входять ще якісь частинки.

У зв'язку з цим у 1920 р. Резерфордом було висловлено припущення про існування електрично нейтральної частинки з масою приблизно рівної масі протона.

На початку 30-х років. XX ст. були виявлені невідомі раніше промені, які назвали берилієвим випромінюванням, оскільки вони виникали під час бомбардування α-частинками берилію.

Джеймс Чедвік (1891-1974)
Англійська фізик-експериментатор. Роботи в галузі радіоактивності та ядерної фізики. Відкрив нейтрон

У 1932 р. англійський вчений Джеймс Чедвік (учень Резерфорда) за допомогою дослідів, проведених у камері Вільсона, довів, що берилієве випромінювання є потік електрично нейтральних частинок, маса яких приблизно дорівнює масі протона. Відсутність у досліджуваних частинок електричного заряду випливало, зокрема, через те, що вони не відхилялися ні в електричному, ні в магнітному полі. А масу частинок вдалося оцінити щодо їх взаємодії з іншими частинками.

Ці частки було названо нейтронами. Точні вимірювання показали, що маса нейтрону дорівнює 1,0086649 а. е. м., тобто. трохи більше маси протону. У багатьох випадках масу нейтрону (як і масу протона) вважають рівною 1а. е. м. Тому вгорі перед символом нейтрону ставлять одиницю. Нуль унизу означає відсутність електричного заряду.

Запитання

1. Який висновок було зроблено на основі фотографії треків частинок у камері Вільсона (див. рис. 161)?
2. Як інакше називається та яким символом позначається ядро ​​атома водню? Які його маса та заряд?
3. Яке припущення (щодо складу ядер) дозволяли зробити результати дослідів щодо взаємодії α-часток з ядрами атомів різних елементів?
4. До якого протиріччя припускає, що ядра атомів складаються лише з протонів? Поясніть це на прикладі.
5. Як було доведено відсутність у нейтронів електричного заряду? Як оцінили їх маса?
6. Як позначається нейтрон, яка його маса проти масою протона?

Вправа 47

Розгляньте запис ядерної реакції взаємодії ядер азоту та гелію, внаслідок чого утворюються ядра кисню та водню. Порівняйте сумарний заряд взаємодіючих ядер із сумарним зарядом ядер, утворених внаслідок цієї взаємодії. Зробіть висновок про те, чи виконується закон збереження електричного заряду у цій реакції.

Електрони

Поняття атом виникло ще в античному світі для позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та простір, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.

Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді крапок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому міститься приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.

Ціле число n, що означає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня, електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

N = 2n 2 ,

де N – максимальна кількість електронів; n - номер рівня, чи головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.

Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: s, p, d, f.

Протони та нейтрони

Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.

Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.

Протони мають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, що дорівнює масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.

Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus - ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

13 + 14 = 27

число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .

Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів, і масове число (А), що дорівнює сумі чисел протонів та нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:

N = A - Z

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

56 — 26 = 30

Ізотопи

Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий заряд ядра, але різне масове число називаються ізотопами. Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.

Елементи першого періоду

Схема електронної будови атома водню:

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.

У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.

У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.

Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

Елементи четвертого – сьомого періодів

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.

Елементи від Ga до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-елементи називають лантаноїдами.

5f-елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

• s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.

• p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.

• d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.

• f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

Правило Хунда та принцип Паулі

Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.

Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.

Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.

1. Мультиплетність максимальна
2. При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.

Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).

Правило Клечковського

Правило Клечковськогоу міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (при зростанні зарядів їх ядер або порядкових номерів хімічних елементів) атомні орбіталі заселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з вищою енергією залежить тільки від головного квантового числа n і не залежить від усіх інших квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водородоподібному атомі (без міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.

Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s

ВИЗНАЧЕННЯ

Водень- Перший елемент Періодичної таблиці. Позначення - H. Розташований у першому періоді, I групі, А підгрупі.

Належить до неметалів. Заряд ядра дорівнює 1. Атомна вага може змінюватись: 1, 2, 3, що пов'язано з наявністю ізотопів дейтерію та тритію.

Електронна будова атома водню

В атомі водню є позитивно заряджене ядро ​​(+1), 1 протон та один електрон. Оскільки водень має найпростішу будову атома з усіх елементів Періодичної системи, він добре вивчений. В 1913 Нільс Бор запропонував схему будови атома водню, згідно з якою позитивно заряджене ядро ​​знаходиться в центрі, а навколо нього по єдиній орбіталі рухається електрон (рис. 1). Відповідно до цієї схеми він вивів спектр випромінювання цього хімічного елемента. Який пізніше був доведений з допомогою квантово-механічних розрахунків рівняння Шредінгера (1925-1930 роки).

Мал. 1. Схема будови атома водню.

Електронна конфігурація атома водню буде виглядати так:

Водень відноситься до сімейства s-елементів. Енергетична діаграма атома водню має вигляд:

Єдиний електрон, який у водню є валентним, т.к. бере участь у освіті хімічних зв'язків. Через війну взаємодії водень може втрачати електрон, тобто. бути його донором, і приймати, тобто. бути акцептором. У цих випадках атом перетворюється або на позитивно, або негативно заряджений іон (H + /Н -):

H 0 +e → H - .

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

ПРИКЛАД 2

Завдання	Вкажіть кількість протонів та нейтронів, які містяться в ядрах азоту (атомний номер 14), кремнію (атомний номер 28) та барію (атомний номер 137).
Рішення	Кількість протонів в ядрі атома хімічного елемента визначається за його порядковим номером у Періодичній таблиці, а кількість нейтронів – це різниця між масовим числом (М) та зарядом ядра (Z). Азот: n(N) = M -Z = 14-7 = 7. Кремній: n(Si) = M -Z = 28-14 = 14. Барій: n (Ba) = M -Z = 137-56 = 81.
Відповідь	Кількість протонів в ядрі азоту дорівнює 7, нейтронів – 7; в ядрі атомі кремені протонів 14, нейтронів - 14; в ядрі атомі барію протонів 56, нейтронів – 81.