N = A - Z

     Таким образом, протонно-нейтронная теория позволила разрешить возникшие ранее противоречия в представлениях о составе атомных ядер и о его связи с порядковым номером и атомной массой. 

6. Изотопы

     Протонно-нейтронная теория позволила разрешить и еще одно противоречие, возникшее при формировании теории атома. Если признать, что ядра атомов элементов состоят из определенного числа нуклонов, то атомные массы всех элементов должны выражаться целыми числами. Для многих элементов это действительно так,  а незначительные отклонения от целых чисел можно объяснить недостаточной точностью измерения. Однако у некоторых элементов значения атомных масс так сильно отклонялись от целых чисел, что это уже нельзя объяснить  неточностью измерения  и другими случайными причинами. Например, атомная масса хлора (CL) равна 35,45. Установлено, что приблизительно три четверти существующих в природе атомов хлора имеют массу 35, а одна четверть - 37.  Таким образом, существующие в природе элементы состоят из смеси атомов, имеющих разные массы, но, очевидно, одинаковые химические свойства, т. е. существуют разновидности атомов одного элемента с разными и притом целочисленными массами. Ф. Астону удалось разделить такие смеси на составные части, которые были названы  изотопами (от греческих слов “изос” и “топос”, что означает “одинаковый” и “место” (здесь имеется в виду, что разные изотопы одного элемента занимают одно место в периодической системе)).  С точки зрения протонно-нейтронной теории, изотопами называются разновидности элементов, ядра атомов которых содержат различное число нейтронов, но одинаковое число протонов. Химическая природа элемента обусловлена числом протонов в атомном ядре, которому равно и число электронов в оболочке атома. Изменение же числа нейтронов (при неизменном числе протонов) не сказывается на химических свойствах атома.

     Все это дает возможность сформулировать понятие химического элемента как вида атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра. Среди изотопов различных элементов были найдены такие, которые содержат в ядре при разном числе протонов одинаковое общее число нуклонов, то есть атомы которых обладают одинаковой массой.  Такие изотопы были названы изобарами (от греческого слова “барос”, что означает “вес”). Различная химическая природа изобаров убедительно подтверждает то, что природа элемента обуславливается не массой его атома.

     Для различных изотопов применяются названия и символы самих элементов с указанием массового числа, которое следует за названием элемента или обозначается в виде индекса вверху слева от символа, например : хлор - 35 или    Cl.

     Различные изотопы отличаются друг от друга устойчивостью.  26  элементов имеют лишь по одному устойчивому изотопу - такие элементы называются моноизотопными (они характеризуются преимущественно нечетными атомными номерами), и атомные массы их приблизительно равны целым числам.  У 55 элементов имеется  по несколько  устойчивых изотопов - они называются полиизотопными (большое число изотопов характерно преимущественно для элементов с четными номерами). У остальных элементов известны только неустойчивые, радиоактивные изотопы. Это все тяжелые элементы, начиная с элемента №84 (полоний), а из относительно легких - №43 (технеций) и №61 (прометий).  Однако радиоактивные изотопы некоторых элементов относительно устойчивы (характеризуются большим периодом полураспада), и поэтому эти элементы, например торий, уран, встречаются в природе. В большинстве же радиоактивные изотопы получают искусственно, в том числе и многочисленные радиоактивные изотопы устойчивых элементов.

7. Электронные оболочки атомов. Теория Бора.

     По  теории  Резерфорда,  каждый электрон вращается вокруг ядра, причем сила притяжения ядра уравновешивается центробежной силой, возникающей при вращении электрона. Вращение электрона совершенно аналогично его быстрым колебаниям и должно вызвать испускание электромагнитных  волн. Поэтому можно предположить,  что вращающийся электрон излучает свет определенной длины волны, зависящий от частоты обращения электрона по орбите. Но, излучая свет, электрон теряет часть своей энергии, вследствие чего нарушается   равновесие между ним и ядром. Для восстановления равновесия электрон должен постепенно передвигаться ближе к ядру, причем так же постепенно будет изменяться частота обращения электрона и характер испускаемого им света. В конце концов, исчерпав всю энергию, электрон должен "упасть" на ядро, и излучение света прекратится. Если бы на самом деле происходило подобное непрерывное изменение движения электрона, его "падение" на ядро означало бы разрушение атома и прекращения его существования.

     Таким образом, наглядная и простая ядерная модель атома, предложенная Резерфордом, явно противоречила классической электродинамике. Система вращающихся вокруг ядра электронов не может быть устойчивой, так как электрон при таком вращении должен непрерывно излучать энергию, что, в свою очередь, должно привести к его падению на ядро и к разрушению атома. Между тем атомы являются устойчивыми системами.

     Эти существенные противоречия частично разрешил выдающийся датский физик Нильс Бор (1885 - 1962), разработавший в 1913 году теорию водородного атома, в основу которой он положил особые постулаты, связав их, с одной стороны, с законами классической механики и, с другой стороны, с квантовой теорией излучения энергии немецкого физика Макса Планка (1858 - 1947).

     Сущность  теории  квантов сводится к тому, что энергия испускается  и поглощается не непрерывно, как принималось раньше, а отдельными малыми, но вполне определенными порциями - квантами энергии. Запас энергии излучающего тела изменяется скачками,  квант за квантом; дробное число квантов тело не может ни испускать, ни поглощать.

     Величина кванта энергии зависит от частоты  излучения:  чем больше частота излучения,  тем больше величина кванта.  Обозначая  квант  энергии  через  Е,   запишем уравнение Планка: 

Е = h_

      где h - постоянная величина, так называемая константа Планка,  равная 6,626*10   Дж*с., а  - частота волны Деброиля.

      Кванты лучистой энергии называются также фотонами.  Применив квантовые представления к вращению электронов  вокруг ядра,  Бор положил в основу своей теории очень смелые предположения, или постулаты. Хотя эти постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они находят свое оправдание в тех поразительных результатах, к которым приводят, и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между теоретическим результатами и огромным числом экспериментальных фактов. Постулаты Бора заключаются в следующем:

      Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким, которые удовлетворяют определенными условиям,  вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых, стационарных или квантовых орбит. Когда электрон  движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает электромагнитной энергии. Переход электрона с удаленной орбиты на более близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход электрона. Обозначив запас энергии атома при положении электрона на  более удаленной от ядра орбите через Ен, а на более близкой через Ек и разделив потерянную атомом энергию Ен - Ек на постоянную Планка, получим искомую частоту:          

= (Ен - Ек ) / h

           Чем больше расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода, вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 : ...: n . Величина n получила название главного квантового числа.

     В  дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру других элементов, хотя это было связано с некоторыми трудностями из-за ее новизны. Она позволила разрешить очень важный вопрос о расположении электронов в атомах различных элементов и установить зависимость свойств элементов от строения электронных оболочек их атомов. В настоящее время разработаны схемы строения атомов всех химических элементов. Однако надо иметь в виду, что все эти схемы - это лишь более или менее достоверная гипотеза, позволяющая объяснить многие физические и химические свойства  элементов.

      Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены по слоям, т.е.  каждому слою принадлежит определенное заполняющее или как  бы насыщающее его число электронов. Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся  примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается на несколько энергетических уровней. Электроны каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом   уровне,  чем электроны предыдущего слоя. Наибольшее число электронов N, имеющих возможность находиться  на  данном  энергетическом уровне,  равно удвоенному квадрату номера слоя:                     

N=2n

     где n - номер слоя. Таким образом на 1-2, на 2-8, на  3-18 и т.д.  Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех  элементов, кроме палладия, не  превышает восьми, а в предпоследнем - восемнадцати.                                        

     Электроны наружного слоя, как наиболее удаленные от ядра и,  следовательно, наименее прочно  связанные  с  ядром,  могут  отрываться  от  атома  и присоединяться  к  другим  атомам,  входя   в   состав наружного  слоя последних.  Атомы,  лишившиеся одного или  нескольких  электронов,  становятся   положительно заряженными,  так  как  заряд  ядра  атома превышает сумму зарядов оставшихся электронов.  Наоборот,  атомы, присоединившие    электроны   становятся   отрицательно заряженными.  Образующиеся  таким  путем  заряженные частицы,   качественно  отличные  от  соответствующих атомов, называются ионами. Многие ионы в свою очередь могут  терять  или присоединять электроны,  превращаясь при этом или в электронейтральные атомы,  или в новые ионы с другим зарядом.   

8. Квантовая (волновая) механика. Характеристика поведения электронов в атомах.

     Теория Бора оказала огромные услуги физике и химии. Однако оставалось еще много явлений в этой области, объяснить которые теория Бора не могла. Движение электронов в атомах рисовалось Бору до известной степени как простое механическое перемещение, между тем как оно является весьма сложным и своеобразным.

     Своеобразие движения электронов было раскрыто новой теорией - квантовой, или волновой, механикой. Квантовая механика показывает,  что  законы  движения  электронов  имеют много общего с законами распространения волн. Для электрона с массой m и скоростью v можно записать:

 = h / (m*v)

     где - длина  волны Деброиля, h- постоянная Планка.

     Атомы различных элементов характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов  в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

     1) Главное квантовое число n определяет уровень энергии,  которому отвечает данная орбита, и ее удаленность от ядра. Число может принимать значения ряда натуральных чисел (в реальных атомах от одного до семи). Эти числа соответствуют электронным слоям атома или его энергетическим уровням, которые обозначаются прописными буквами латинского алфавита: