2. Загальна характеристика будови атома

Видатний датський учений Нільс Бор розробив початкову квантову теорію будови атома. Цей учений фізик працював в лабораторії Резерфорда з 1911 року, а згодом очолив (1916 р.) Інститут теоретичної фізики Копенгагенського університету. Йому належать праці щодо теоретичного пояснення періодичного закону Д.І. Мендєлєєва і по теорії атомного ядра. За ці заслуги в 1922 році Нільс Бор був нагороджений Нобелівською премією. Основні положення своєї теорії Бор сформулював так: електрон може обертатися навколо ядра не будь-як, а лише по строго визначеним орбітам. Ці орбіти Бор назвав стаціонарними. Рухаючись по стаціонарним орбітам електрон не випромінює енергію. Випромінювання енергії відбувається при стрибкоподібному переході електрона з однієї орбіти на другу. Дослідження показали, що електрон поводить себе як хвиля з різним запасом енергії.

Електрони розмішені навколо ядра шарами.

Кожний електронний шар складається з певної кількості орбіталей відповідної форми.

Сучасні уявлення про будову атома базуються на квантовій механіці.За цією моделлю:

9

• Атоми складаються із елементарних частинок (протонів, електронів, та нейтронів). Маса атома в основному зосереджена в ядрі. Ядро оточене електронами. Кількість електронів дорівнює кількості протонів у ядрі, кількість протонів визначає порядковий номер елемента в періодичній системі. У нейтральному атомі сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному зарядові протонів.

• Атоми одного елемента з різною кількістю нейтронів називаються ізотопами.

• У центрі атома знаходиться крихітне, позитивно заряджене ядро, що складається з протонів та нейтронів.

  • Ядро атому приблизно в 10 000 разів менше, ніж сам атом.

• Ядро оточене електронною хмарою, яка займає більшу частину його об'єму. В електронній хмарі можна виділити оболонки, для кожної з яких існує кілька можливих орбіталей. Заповнені орбіталі складають електронну конфігурацію, властиву для кожного хімічного елемента.

• Коли електрони приєднуються до атому, вони опускаються на орбіталь із найнижчою енергією. Лише електрони зовнішньої оболонки можуть брати участь в утворенні міжатомних зв'язків. Атоми можуть віддавати та приєднувати електрони, стаючи позитивно або негативно зарядженими іонами.

3. Принципи заповнення орбіталей

• Принцип Паулі.

У атомі не може бути двох електронів, в яких значення всіх квантових чисел (n, l, m, s) були б однакові, тобто на кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів (з протилежними спинами).

• Правило Клечковського (принцип найменшої енергії).

У основному стані кожен електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною. Чим менше сума (n + l), тим менше енергія орбіталі. При заданому значенні (n + l) найменшу енергію має орбіталь з меншим n. Енергія орбіталей зростає в ряду:

1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d  4f < 6p < 7s.

• Правило Хунда.

Атом в основному стані повинен мати максимально можливе число неспарених електронів в межах певного підрівня.

Номер енергетичного рівня	Макс.кількість електронів на енерг.рівні	Форма електронної хмари	Кількість електронів на підрівнях
1	2	S	2
2	8	S + P	2 + 6
3	18	S + P + d	2 + 6 + 8
4	32	S + P + d + f	2 + 6 + 8 + 14

10