Az atom szerkezete diagram formájában. Az atom bolygómodellje

Elektronok

Az atom fogalma az ókori világban az anyagrészecskék megjelölésére jelent meg. Görögről fordítva az atom „oszthatatlant” jelent.

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891-ben Stoney azt javasolta, hogy ezeket a részecskéket elektronoknak nevezzék, ami görögül „borostyánt” jelent. Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában egynek (-1) veszünk. Thomsonnak még az elektron sebességét is sikerült meghatároznia (az elektron sebessége a pályán fordítottan arányos az n pályaszámmal. A pályák sugarai a pályaszám négyzetével arányosan nőnek. Az első pályán hidrogénatom (n=1; Z=1) sebessége ≈ 2,2·106 m/s, azaz körülbelül százszor kisebb, mint a fénysebesség c = 3·108 m/s) és az elektron tömege (majdnem 2000-szer kisebb, mint a hidrogénatom tömege).

Az elektronok állapota egy atomban

Az elektron állapotát egy atomban úgy értjük információhalmaz egy adott elektron energiájáról és a térről, amelyben elhelyezkedik. Az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, vagyis csak arról beszélhetünk a mag körüli térben való megtalálásának valószínűsége.

Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és különböző pozícióinak összességét egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ezt így is el lehet képzelni: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban század- vagy milliomod másodperc után, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontokként jelenne meg. Ha számtalan ilyen fényképet helyeznénk egymásra, akkor a kép egy olyan elektronfelhőről lenne szó, amelynek a legnagyobb sűrűsége, ahol a legtöbb ilyen pont lenne.

Az atommag körüli teret, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található, orbitálisnak nevezzük. Tartalmaz kb 90%-ban elektronikus felhő, és ez azt jelenti, hogy az elektron az idő 90%-ában a tér ezen részében tartózkodik. Alakjuk alapján különböztetik meg őket 4 jelenleg ismert pályatípus, melyeket latin jelöl s, p, d és f betűk. Az ábrán az elektronpályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az az atommaggal való kapcsolat energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlen elektronréteget vagy energiaszintet alkotnak. Az energiaszintek az atommagtól kezdve vannak számozva: 1, 2, 3, 4, 5, 6 és 7.

Az energiaszint számát jelző n egész számot főkvantumszámnak nevezzük. Az adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legalacsonyabb. Az első szintű elektronokhoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiaellátás jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai kötődnek a legkevésbé szorosan az atommaghoz.

Az energiaszinten lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

N = 2n 2,

ahol N az elektronok maximális száma; n a szintszám vagy a fő kvantumszám. Következésképpen az atommaghoz legközelebb eső első energiaszint legfeljebb két elektront tartalmazhat; a másodikon - legfeljebb 8; a harmadikon - legfeljebb 18; a negyediken - legfeljebb 32.

A második energiaszinttől (n = 2) kiindulva az egyes szintek alszintekre (alrétegekre) oszlanak, amelyek a maggal való kötési energiában kissé eltérnek egymástól. Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; negyedik - négy alszint. Az alszinteket viszont pályák alkotják. Mindegyik értékn az n-nel egyenlő pályák számának felel meg.

Az alszinteket általában latin betűkkel jelölik, valamint az őket alkotó pályák alakját: s, p, d, f.

Protonok és neutronok

Bármely kémiai elem atomja egy parányi naprendszerhez hasonlítható. Ezért ezt az E. Rutherford által javasolt atommodellt nevezzük planetáris.

Az atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskéből áll - protonok és neutronok.

A protonok töltése megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelű (+1), tömegük pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában ezt tekintik egynek). A neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével.

A protonokat és a neutronokat együtt nukleonoknak nevezzük (a latin nucleus - mag szóból). Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét tömegszámnak nevezzük. Például egy alumínium atom tömegszáma:

13 + 14 = 27

protonok száma 13, neutronok száma 14, tömegszám 27

Mivel az elektron elhanyagolhatóan kicsi tömege elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat e-vel jelöljük.

Az atom óta elektromosan semleges, akkor az is nyilvánvaló, hogy egy atomban a protonok és az elektronok száma azonos. Ez megegyezik a periódusos rendszerben hozzárendelt kémiai elem sorszámával. Az atom tömege protonok és neutronok tömegéből áll. Az elem rendszámának (Z), azaz a protonok számának és a tömegszámának (A) ismeretében, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a neutronok számát (N) a képlet segítségével találhatja meg. :

N = A-Z

Például egy vasatomban a neutronok száma:

56 — 26 = 30

Izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek izotópok. A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14; oxigén - három 16, 17, 18 stb. tömegű izotóp. A periódusos rendszerben általában megadott kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagos értéke, figyelembe véve viszonylagos bőségük a természetben. A legtöbb kémiai elem izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan megegyeznek. A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek egymástól a relatív atomtömegük drámai többszörös növekedése miatt; sőt egyedi neveket és vegyjeleket is kapnak.

Az első időszak elemei

A hidrogénatom elektronszerkezetének diagramja:

Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.

A hidrogénatom grafikus elektronikus képlete (az elektronok energiaszintek és alszintek szerinti eloszlását mutatja):

Az atomok grafikus elektronikus képlete az elektronok eloszlását nemcsak szintek és alszintek, hanem pályák között is megmutatja.

A hélium atomban az első elektronréteg kész - 2 elektronja van. A hidrogén és a hélium s-elemek; Ezen atomok s-pályája tele van elektronokkal.

A második periódus összes elemére az első elektronikus réteg megtelt, és elektronok töltik ki a második elektronréteg s- és p-pályáját a legkisebb energia elve (először s, majd p) és a Pauli és Hund szabályok szerint.

A neonatomban a második elektronréteg teljes - 8 elektronból áll.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s-, 3p- és 3d-alszintet.

A magnézium atom befejezi 3s elektronpályáját. Na és Mg s-elemek.

Az alumíniumban és az azt követő elemekben a 3p alszint elektronokkal van kitöltve.

A harmadik periódus elemei kitöltetlen 3D pályákkal rendelkeznek.

Al-tól Ar-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a periódusos rendszer fő alcsoportjait.

A negyedik-hetedik periódus elemei

A kálium- és kalciumatomokban megjelenik egy negyedik elektronréteg, és a 4s alszint kitöltődik, mivel alacsonyabb energiájú, mint a 3d alszint.

K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek 3D elemek. Másodlagos alcsoportokba tartoznak, legkülső elektronikus rétegük ki van töltve, és átmeneti elemeknek minősülnek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Bennük egy elektron „meghibásodik” a 4s-ről a 3d alszintre, ami a kapott 3d 5 és 3d 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

A cink atomban a harmadik elektronréteg teljes - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektronnal. A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a 4p alszint töltődik tovább.

A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek.

A kriptonatomnak van egy külső rétege (negyedik), amely teljes és 8 elektronból áll. De a negyedik elektronrétegben összesen 32 elektron lehet; a kriptonatomnak még vannak kitöltetlen 4d és 4f alszintjei Az ötödik periódus elemeinél az alszintek a következő sorrendben kerülnek kitöltésre: 5s - 4d - 5p. És vannak kivételek is a „ kudarc» elektronok, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

A hatodik és a hetedik periódusban megjelennek az f-elemek, azaz olyan elemek, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f-, illetve 5f-alszintje van kitöltve.

A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.

Az 5f elemeket aktinidáknak nevezzük.

Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Cs és 56 Ba - 6s elem; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 T1 - 86 Rn - 6d elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f-alszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár. Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elemet négy elektroncsaládra vagy blokkra osztják:

• s-elemek. Az atom külső szintjének s-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei.

• p-elemek. Az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; a p-elemek a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák.

• d-elemek. Az atom pre-külső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; A d-elemek közé tartoznak az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz az s- és p-elemek között elhelyezkedő, több évtizedes, nagy periódusú beépülő modulok elemei. Átmeneti elemeknek is nevezik őket.

• f-elemek. Az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az antinoidok.

W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két elektron lehet ellentétes (antiparallel) spinnel (az angol fordításban „orsó”), vagyis olyan tulajdonságokkal, amelyek feltételesen elképzelhetők. mint az elektron forgása képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy azzal ellentétes.

Ezt az elvet hívják Pauli elv. Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok. Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja és a kitöltési sorrend látható.

Nagyon gyakran az atomok elektronikus héjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - úgynevezett grafikus elektronikus képleteket írnak. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékeznie: Pauli elve és F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad cellákat, és azonos spinértékük van, és csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint már ellentétes irányúak lesznek.

Hund szabálya és Pauli elve

Hund szabálya- egy kvantumkémia szabálya, amely meghatározza egy bizonyos alréteg pályáinak kitöltésének sorrendjét, és a következőképpen fogalmazódik meg: egy adott alréteg elektronjainak spinkvantumszámának összértéke maximum legyen. Friedrich Hund fogalmazta meg 1925-ben.

Ez azt jelenti, hogy az alréteg minden pályáján először egy elektron töltődik meg, és csak miután a kitöltetlen pályák kimerültek, adnak hozzá egy második elektront erre a pályára. Ebben az esetben egy pályán két, ellentétes előjelű, fél-egész spinű elektron van, amelyek párosodnak (kételektronos felhőt alkotnak), és ennek eredményeként a pálya teljes spinje nullával egyenlő.

Egy másik megfogalmazás: Alacsonyabb energiájú az az atomtag, amelyre két feltétel teljesül.

1. A többszörösség maximális
2. Ha a multiplicitások egybeesnek, az L teljes orbitális impulzus maximális.

Elemezzük ezt a szabályt a p-alszintű pályák kitöltésének példáján p-a második periódus elemei (vagyis a bórtól a neonig (az alábbi ábrán a vízszintes vonalak a pályákat, a függőleges nyilak az elektronokat, a nyíl iránya pedig a spin orientációt jelöli).

Klecskovszkij uralma

Klecskovszkij szabálya - az atomokban lévő elektronok összszámának növekedésével (az atommagok töltéseinek vagy a kémiai elemek sorozatszámának növekedésével) az atompályákat úgy népesítik be, hogy az elektronok megjelenése egy nagyobb energiájú pályán függ. csak az n fő kvantumszámtól, és nem függ az összes többi kvantumszámtól, beleértve az l-ből származó kvantumszámokat is. Fizikailag ez azt jelenti, hogy egy hidrogénszerű atomban (elektronközi taszítás hiányában) az elektron keringési energiáját csak az elektron töltéssűrűségének az atommagtól való térbeli távolsága határozza meg, és nem függ az atommag jellemzőitől. mozgás a mag területén.

Az empirikus Klecskovszkij-szabály és az abból következő rendezési séma csak két hasonló esetben mond ellent némileg az atompályák valós energiasorrendjének: a Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au atomokra. , a külső réteg s-alszintjű elektronjának „meghibásodása” az előző réteg d-alszintjére cserélődik, ami az atom energetikailag stabilabb állapotához vezet, nevezetesen: miután a 6-os pályát megtöltjük kettővel. elektronok s

Az atom szerkezetének első modelljét J. Thomson javasolta 1904-ben, amely szerint az atom egy pozitív töltésű gömb, amelybe elektronok sorakoznak. A Thomson-modell tökéletlenségei ellenére lehetővé tette a fény atomok általi emissziós, abszorpciós és szóródási jelenségeinek magyarázatát, valamint a könnyű elemek atomjaiban lévő elektronok számának megállapítását.

Rizs. 1. Atom, Thomson modellje szerint. Az elektronokat egy pozitív töltésű gömb belsejében rugalmas erők tartják. A felszínen lévők könnyen „kiüthetők”, így ionizált atom marad.

1. 2.2 Rutherford modell

Thomson modelljét E. Rutherford (1911) cáfolta, és bebizonyította, hogy az atom pozitív töltése és szinte teljes tömege térfogatának egy kis részében – az atommagban – koncentrálódik, amely körül az elektronok mozognak (2. ábra).

Rizs. 2. Az atomszerkezetnek ezt a modelljét planetárisnak nevezik, mivel az elektronok úgy keringenek az atommag körül, mint a Naprendszer bolygói.

A klasszikus elektrodinamika törvényei szerint egy elektron mozgása a mag körüli körben akkor lesz stabil, ha a Coulomb-vonzás ereje egyenlő a centrifugális erővel. Az elektromágneses tér elméletének megfelelően azonban az elektronoknak ebben az esetben spirálisan, folyamatosan energiát kibocsátva kell az atommagra esni. Az atom azonban stabil.

Ezenkívül folyamatos energiasugárzás esetén az atomnak folyamatos, folytonos spektrumot kell mutatnia. Valójában egy atom spektruma egyedi vonalakból és sorozatokból áll.

Így ez a modell ellentmond az elektrodinamika törvényeinek, és nem magyarázza meg az atomspektrum vonaljellegét.

2.3. Bohr modell

1913-ban N. Bohr javasolta az atomszerkezet elméletét, anélkül, hogy teljesen megtagadta volna a korábbi elképzeléseket. Bohr elméletét két posztulátumra alapozta.

Az első posztulátum szerint az elektron csak bizonyos stacionárius pályákon foroghat az atommag körül. Amíg rajtuk van, nem bocsát ki és nem nyel el energiát (3. ábra).

Rizs. 3. A Bohr atom szerkezetének modellje. Az atom állapotának változása, amikor az elektron egyik pályáról a másikra mozog.

Bármely álló pálya mentén haladva az elektron energiatartaléka (E 1, E 2 ...) állandó marad. Minél közelebb van a pálya az atommaghoz, annál kisebb az E 1 ˂ E 2 …˂ E n elektron energiatartaléka. A pályán lévő elektronenergiát a következő egyenlet határozza meg:

ahol m az elektron tömege, h Planck-állandó, n – 1, 2, 3... (n=1 az 1. pályán, n=2 a 2. pályán stb.).

A második posztulátum azt mondja, hogy amikor az egyik pályáról a másikra mozog, az elektron elnyeli vagy felszabadítja az energia egy kvantumát (részét).

Ha az atomok hatásnak vannak kitéve (hevítés, besugárzás stb.), akkor az elektron energiakvantumot tud elnyelni, és az atommagtól távolabbi pályára kerül (3. ábra). Ebben az esetben az atom gerjesztett állapotáról beszélünk. Az elektron fordított átmenete során (az atommaghoz közelebbi pályára) energia szabadul fel sugárzási energia kvantum - foton - formájában. Ezt egy adott vonal jelzi a spektrumban. Képlet alapján

,

ahol λ a hullámhossz, n = a közeli és távoli pályát jellemző kvantumszámok, Bohr a hidrogénatom spektrumában lévő összes sorozatra kiszámította a hullámhosszokat. A kapott eredmények összhangban voltak a kísérleti adatokkal. Világossá vált a nem folytonos vonali spektrumok eredete. Ezek az atomok energiakibocsátásának eredménye az elektronok gerjesztett állapotból álló állapotba való átmenete során. Az elektronátmenetek az 1. pályára a Lyman-sor, a 2.-ba a Balmer-sor és a 3. Paschen-sor frekvenciacsoportját alkotják (4. ábra, 1. táblázat).

Rizs. 4. A hidrogénatom elektronátmenetei és spektrális vonalai közötti megfelelés.

Asztal 1

A Bohr-képlet ellenőrzése hidrogén-spektrum-sorokhoz

Bohr elmélete azonban nem tudta megmagyarázni a vonalak felosztását a többelektronos atomok spektrumában. Bohr abból indult ki, hogy az elektron részecske, és a részecskékre jellemző törvényeket használta az elektron leírására. Ugyanakkor felhalmozódtak a tények, amelyek arra utalnak, hogy az elektron is képes hullámtulajdonságokat felmutatni. A klasszikus mechanika nem tudta megmagyarázni az anyagrészecskék tulajdonságait és a hullám tulajdonságait egyszerre birtokló mikroobjektumok mozgását. Ezt a problémát a kvantummechanika oldotta meg – egy fizikai elmélet, amely a nagyon kis tömegű mikrorészecskék általános mozgási mintáit és kölcsönhatásait vizsgálja (2. táblázat).

2. táblázat

Az atomot alkotó elemi részecskék tulajdonságai

Az atom az anyag legkisebb részecskéje. Vizsgálata az ókori Görögországban kezdődött, amikor az atom szerkezete nemcsak a tudósok, hanem a filozófusok figyelmét is felkeltette. Milyen az atom elektronszerkezete, és milyen alapvető információk ismertek erről a részecskéről?

Atomszerkezet

Már az ókori görög tudósok sejtették a legkisebb kémiai részecskék létezését, amelyek bármilyen tárgyat és szervezetet alkotnak. És ha a XVII-XVIII. A kémikusok biztosak voltak abban, hogy az atom oszthatatlan elemi részecske, majd a 19-20. század fordulóján kísérletileg sikerült bizonyítani, hogy az atom nem oszthatatlan.

Az atom, mint egy mikroszkopikus anyagrészecske, magból és elektronokból áll. Az atommag 10 000-szer kisebb, mint egy atom, de szinte teljes tömege az atommagban összpontosul. Az atommag fő jellemzője, hogy pozitív töltésű, protonokból és neutronokból áll. A protonok pozitív töltésűek, míg a neutronoknak nincs töltésük (semlegesek).

Erős nukleáris kölcsönhatáson keresztül kapcsolódnak egymáshoz. A proton tömege megközelítőleg megegyezik egy neutron tömegével, de 1840-szer nagyobb, mint egy elektron tömege. A protonoknak és a neutronoknak közös neve van a kémiában - nukleonok. Maga az atom elektromosan semleges.

Bármely elem atomja megjelölhető egy elektronikus képlettel és egy elektronikus grafikus képlettel:

Rizs. 1. Az atom elektronikus grafikus képlete.

Az egyetlen kémiai elem a periódusos rendszerből, amelynek atommagja nem tartalmaz neutronokat, a könnyű hidrogén (protium).

Az elektron negatív töltésű részecske. Az elektronhéj az atommag körül mozgó elektronokból áll. Az elektronok az a tulajdonságuk, hogy vonzódnak az atommaghoz, és egymás között a Coulomb-kölcsönhatás befolyásolja őket. Az atommag vonzerejének leküzdéséhez az elektronoknak külső forrásból kell energiát kapniuk. Minél távolabb van az elektron az atommagtól, annál kevesebb energiára van szükség.

Atom modellek

A tudósok hosszú ideig igyekeztek megérteni az atom természetét. Az ókori görög filozófus, Démokritosz már korán jelentős mértékben hozzájárult. Bár most elmélete banálisnak és túl egyszerűnek tűnik számunkra, abban az időben, amikor az elemi részecskékről alkotott elképzelések csak kezdtek felbukkanni, az anyagdarabokról alkotott elméletét teljesen komolyan vették. Démokritosz úgy vélte, hogy bármely anyag tulajdonságai az atomok alakjától, tömegétől és egyéb jellemzőitől függenek. Így például a tűznek éles atomjai vannak - ezért ég a tűz; A víznek sima atomjai vannak, így tud folyni; A szilárd tárgyakban véleménye szerint az atomok durvák voltak.

Démokritosz úgy gondolta, hogy abszolút minden atomokból áll, még az emberi lélek is.

1904-ben J. J. Thomson javasolta az atommodelljét. Az elmélet főbb rendelkezései abból fakadtak, hogy az atomot pozitív töltésű testként ábrázolták, amelynek belsejében negatív töltésű elektronok voltak. Ezt az elméletet később E. Rutherford cáfolta.

Rizs. 2. Thomson atommodellje.

Szintén 1904-ben H. Nagaoka japán fizikus javasolta az atom korai bolygómodelljét a Szaturnusz bolygóval analógia alapján. Ezen elmélet szerint az elektronok gyűrűkben egyesülnek, és egy pozitív töltésű atommag körül forognak. Ez az elmélet tévesnek bizonyult.

1911-ben E. Rutherford egy sor kísérletet végrehajtva arra a következtetésre jutott, hogy az atom szerkezetében hasonló egy bolygórendszerhez. Végül is az elektronok, akárcsak a bolygók, egy nehéz, pozitív töltésű atommag körül keringenek. Ez a leírás azonban ellentmondott a klasszikus elektrodinamikának. Aztán Niels Bohr dán fizikus 1913-ban posztulátumokat vezetett be, amelyek lényege az volt, hogy az elektron bizonyos speciális állapotokban nem bocsát ki energiát. Így Bohr posztulátumai azt mutatták, hogy a klasszikus mechanika nem alkalmazható atomokra. A Rutherford által leírt és Bohr által kiegészített bolygómodellt Bohr-Rutherford bolygómodellnek nevezték.

Rizs. 3. Bohr-Rutherford bolygómodell.

Az atom további tanulmányozása egy olyan szakasz létrehozásához vezetett, mint a kvantummechanika, amelynek segítségével sok tudományos tényt megmagyaráztak. A Bohr-Rutherford bolygómodellből kifejlesztett modern elképzelések az atomról. A jelentés értékelése

Átlagos értékelés: 4.4. Összes értékelés: 465.

Nézzük meg, hogyan épül fel egy atom. Ne feledje, hogy kizárólag modellekről fogunk beszélni. A gyakorlatban az atomok sokkal összetettebb szerkezetek. De a modern fejlesztéseknek köszönhetően képesek vagyunk megmagyarázni, sőt sikeresen előre jelezni a tulajdonságokat (még ha nem is az összeset). Tehát mi az atom szerkezete? Miből van?

Az atom bolygómodellje

Először N. Bohr dán fizikus javasolta 1913-ban. Ez az első elmélet az atomszerkezetről, amely tudományos tényeken alapul. Emellett megalapozta a modern tematikus terminológiát. Ebben az elektron-részecskék ugyanazon elv szerint forognak az atom körül, mint a Nap körüli bolygók. Bohr azt javasolta, hogy kizárólag az atommagtól szigorúan meghatározott távolságra elhelyezkedő pályákon létezhetnek. A tudós tudományos szempontból nem tudta megmagyarázni, hogy ez miért van így, de ezt a modellt számos kísérlet megerősítette. Egész számokat használtak a pályák kijelölésére, eggyel kezdve, amely a maghoz legközelebb volt számozva. Mindezeket a pályákat szinteknek is nevezik. A hidrogénatomnak csak egy szintje van, amelyen egy elektron forog. De az összetett atomoknak is vannak szintjei. Összetevőkre vannak osztva, amelyek hasonló energiapotenciálú elektronokat egyesítenek. Tehát a másodiknak már két alszintje van - 2s és 2p. A harmadikban már három van - 3s, 3p és 3d. Stb. Először a maghoz közelebbi alszinteket „benépesítjük”, majd a távolabbiakat. Mindegyikük csak bizonyos számú elektront tartalmazhat. De ez még nem a vége. Minden alszint pályákra van osztva. Vessünk egy összehasonlítást a hétköznapi élettel. Az atom elektronfelhője egy városéhoz hasonlítható. A szintek az utcák. Alszint - magánház vagy lakás. Orbital - szoba. Mindegyikük „él” egy vagy két elektront. Mindegyiknek konkrét címe van. Ez volt az atom szerkezetének első diagramja. És végül az elektronok címeiről: azokat a „kvantumnak” nevezett számhalmazok határozzák meg.

Az atom hullámmodellje

De idővel a bolygómodellt felülvizsgálták. Az atomszerkezet egy második elméletét javasolták. Fejlettebb, és lehetővé teszi a gyakorlati kísérletek eredményeinek magyarázatát. Az elsőt az atom hullámmodellje váltotta fel, amelyet E. Schrödinger javasolt. Akkor már megállapították, hogy az elektron nemcsak részecskeként, hanem hullámként is megnyilvánulhat. Mit csinált Schrödinger? Egy hullám mozgását leíró egyenletet alkalmazott: Így nem az elektron röppályáját találhatjuk meg egy atomban, hanem annak valószínűségét, hogy egy adott ponton észleljük. Mindkét elméletet egyesíti, hogy az elemi részecskék meghatározott szinteken, alszinteken és pályákon helyezkednek el. Itt ér véget a modellek hasonlósága. Mondok egy példát: a hullámelméletben a pálya egy olyan tartomány, ahol 95%-os valószínűséggel megtalálható egy elektron. A tér többi része 5%-ot tesz ki, de végül kiderült, hogy az atomok szerkezeti jellemzőit a hullámmodell segítségével ábrázolják, annak ellenére, hogy a használt terminológia általános.

A valószínűség fogalma ebben az esetben

Miért használták ezt a kifejezést? Heisenberg 1927-ben fogalmazta meg a bizonytalanság elvét, amelyet ma a mikrorészecskék mozgásának leírására használnak. Ez azon alapszik, hogy alapvetően különböznek a közönséges fizikai testektől. Mi az? A klasszikus mechanika azt feltételezte, hogy az ember képes megfigyelni a jelenségeket anélkül, hogy befolyásolná azokat (égitestek megfigyelése). A kapott adatok alapján ki lehet számítani, hogy egy adott időpontban hol lesz az objektum. De a mikrokozmoszban a dolgok szükségszerűen mások. Így például ma már nem lehet megfigyelni egy elektront anélkül, hogy befolyásolnánk, mivel a műszer és a részecske energiája összehasonlíthatatlan. Ez az elemi részecske helyének, állapotának, irányának, mozgási sebességének és egyéb paramétereinek megváltozásához vezet. És nincs értelme pontos jellemzőkről beszélni. Maga a bizonytalansági elv azt mondja nekünk, hogy lehetetlen kiszámítani egy elektron pontos pályáját az atommag körül. Csak a részecske megtalálásának valószínűségét jelezheti a tér egy bizonyos területén. Ez a kémiai elemek atomjainak szerkezetének sajátossága. De ezt a gyakorlati kísérletek során kizárólag a tudósoknak kell figyelembe venniük.

Atom összetétele

De koncentráljunk a teljes témára. Tehát a jól megfontolt elektronhéj mellett az atom második komponense az atommag. Pozitív töltésű protonokból és semleges neutronokból áll. Mindannyian ismerjük a periódusos rendszert. Az egyes elemek száma megfelel a benne lévő protonok számának. A neutronok száma megegyezik az atom tömege és a protonok száma közötti különbséggel. Ettől a szabálytól eltérhetnek. Aztán azt mondják, hogy jelen van az elem izotópja. Az atom szerkezete olyan, hogy elektronhéjjal „körülveszik”. általában megegyezik a protonok számával. Az utóbbi tömege megközelítőleg 1840-szer nagyobb, mint az előbbié, és megközelítőleg megegyezik a neutron tömegével. Az atommag sugara körülbelül 1/200 000 az atom átmérőjének. Önmagában gömb alakú. Ez általában a kémiai elemek atomjainak szerkezete. A tömeg és a tulajdonságok különbsége ellenére megközelítőleg ugyanúgy néznek ki.

Keringők

Amikor arról beszélünk, hogy mi az atomszerkezeti diagram, nem lehet hallgatni róluk. Tehát vannak ilyen típusok:

1. s. Gömb alakúak.
2. p. Úgy néznek ki, mint egy háromdimenziós nyolcas figura vagy egy orsó.
3. d és f. Bonyolult formájuk van, amelyet formális nyelven nehéz leírni.

Mindegyik elektrontípus 95%-os valószínűséggel megtalálható a megfelelő pályán. A bemutatott információkkal nyugodtan kell bánni, hiszen inkább elvont matematikai modellről van szó, mint fizikai valóságról. Mindezek mellett azonban jó előrejelző ereje van az atomok, sőt a molekulák kémiai tulajdonságait illetően. Minél távolabb helyezkedik el egy szint az atommagtól, annál több elektron helyezhető el rajta. Így a pályák száma egy speciális képlettel számítható ki: x 2. Itt x egyenlő a szintek számával. És mivel akár két elektron is elhelyezhető egy pályán, végső soron a numerikus keresés képlete így fog kinézni: 2x 2.

Pályák: műszaki adatok

Ha a fluoratom szerkezetéről beszélünk, akkor három pályája lesz. Mind megtelnek. Az egyik alszinten belüli pályák energiája azonos. Kijelölésükhöz adja hozzá a rétegszámot: 2s, 4p, 6d. Térjünk vissza a fluoratom szerkezetéről szóló beszélgetéshez. Két s- és egy p-alszintje lesz. Kilenc protonja és ugyanannyi elektronja van. Az első s-szintű. Ez két elektron. Aztán a második s-szint. Még két elektron. Az 5 pedig kitölti a p-szintet. Ez az ő szerkezete. A következő alcím elolvasása után Ön is megteheti a szükséges lépéseket, és megbizonyosodhat erről. Ha arról beszélünk, hogy melyik fluor is tartozik, meg kell jegyezni, hogy bár ugyanabban a csoportban vannak, tulajdonságaikban teljesen eltérőek. Így forráspontjuk -188 és 309 Celsius fok között van. Akkor miért egyesültek? Mindez a kémiai tulajdonságoknak köszönhető. Minden halogénnek és a legnagyobb mértékben a fluornak van a legnagyobb oxidáló képessége. Fémekkel reagálnak, és szobahőmérsékleten probléma nélkül spontán meggyulladhatnak.

Hogyan töltődnek ki a pályák?

Milyen szabályok és elvek szerint vannak elrendezve az elektronok? Javasoljuk, hogy ismerkedjen meg a három fővel, amelyek megfogalmazását a jobb megértés érdekében leegyszerűsítettük:

1. A legkisebb energia elve. Az elektronok általában az energia növekedésének sorrendjében töltik ki a pályákat.
2. Pauli elve. Egy pálya nem tartalmazhat kettőnél több elektront.
3. Hund szabálya. Egy alszinten belül az elektronok először üres pályákat töltenek meg, és csak ezután alkotnak párokat.

Az atom szerkezete segít a kitöltésében, és ebben az esetben képileg érthetőbbé válik. Ezért a kapcsolási rajzok felépítésével kapcsolatos gyakorlati munka során kéznél kell tartani.

Példa

A cikk keretein belül elhangzottak összefoglalása érdekében egy mintát készíthet arról, hogyan oszlanak meg egy atom elektronjai szintjeik, alszintjeik és pályáik között (vagyis mi a szintek konfigurációja). Képletként, energiadiagramként vagy rétegdiagramként ábrázolható. Nagyon jó illusztrációk vannak itt, amelyek alapos vizsgálat után segítenek megérteni az atom szerkezetét. Tehát először az első szint kerül kitöltésre. Csak egy alszintje van, amelyben csak egy pálya van. Minden szint sorban töltődik ki, a legkisebbtől kezdve. Először is, egy alszinten belül minden pályára egy elektron kerül. Ezután párok jönnek létre. És ha vannak szabadok, akkor egy másik kitöltési tárgyra váltás történik. És most magad is megtudhatod, mi a nitrogén- vagy fluoratom szerkezete (amit korábban figyelembe vettek). Lehet, hogy eleinte kissé nehézkes, de a képek segítségével eligazíthatja. Az érthetőség kedvéért nézzük meg a nitrogénatom szerkezetét. 7 protonja van (az atommagot alkotó neutronokkal együtt) és ugyanennyi elektronja (amelyek az elektronhéjat alkotják). Először az első s-szintet kell kitölteni. 2 elektronja van. Aztán jön a második s-szint. 2 elektronja is van. A másik három pedig a p-szintre kerül, ahol mindegyik egy-egy pályát foglal el.

Következtetés

Mint látható, az atom szerkezete nem olyan nehéz téma (persze, ha egy iskolai kémia szemszögéből közelítjük meg). És ennek a témának a megértése nem nehéz. Végül néhány funkcióról szeretnék beszélni. Például, ha az oxigénatom szerkezetéről beszélünk, tudjuk, hogy nyolc protonból és 8-10 neutronból áll. És mivel a természetben minden egyensúlyra törekszik, két oxigénatom alkot egy molekulát, ahol két párosítatlan elektron kovalens kötést alkot. Hasonló módon képződik egy másik stabil oxigénmolekula, az ózon (O 3). Az oxigénatom szerkezetének ismeretében helyesen összeállíthatja az oxidatív reakciók képleteit, amelyekben a Föld leggyakoribb anyaga vesz részt.

Az első kísérlet az atommodell létrehozására J. Thomson (1903) tulajdona. Úgy vélte, hogy az atom egy elektromosan semleges gömbrendszer, amelynek sugara körülbelül 1010 m. Az atom pozitív töltése egyenletesen oszlik el a labda teljes térfogatában, és a negatív töltésű elektronok 2 helyen helyezkednek el.

A mágneses térben a radioaktív sugárzás áramlása 3 komponensre bomlik: alfa-, béta- és gamma-sugarakra. A radioaktivitás jelensége az atom bonyolult szerkezetére utalt. 3

Az első közvetlen kísérleteket az atomok belső szerkezetének tanulmányozására E. Rutherford és munkatársai, E. Marsden és H. Geiger végezték 1909–1911-ben. Rutherford a rádium és néhány más elem radioaktív bomlása során keletkező α részecskék felhasználásával történő atomszondázást javasolta. 4

Ernest Rutherford (1871 - 1937, Spring Grove) - brit fizikus, új-zélandi származású. Létrehozta az atom bolygómodelljét. 1908-ban a kémiai Nobel-díj nyertese. Felfedezte az alfa- és béta-sugárzást és számos izotópot. Felfedezte és megmagyarázta a kémiai elemek radioaktív átalakulását, megalkotta a radioaktív bomlás elméletét, bebizonyította, hogy hasította a nitrogénatomot, és felfedezte a protont. alfa részecske - hélium mag. Ő volt az első, aki felfedezte új kémiai elemek keletkezését a nehéz kémiai radioaktív elemek bomlása során. 30%-kal tisztázza az elektron töltés/tömeg arányát. Rutherford tanítványai közül 12 lett fizikai és kémiai Nobel-díjas. 5

Az alfa-részecskék tömege körülbelül 7300-szorosa az elektron tömegének, a pozitív töltése pedig az elemi töltés kétszerese. Kísérleteiben Rutherford körülbelül 5 Me kinetikus energiájú alfa-részecskéket használt. B (az ilyen részecskék sebessége nagyon magas - körülbelül 107 m/s, de még mindig lényegesen kisebb, mint a fénysebesség). Az α részecskék 6

Alfa-részecskék sugarát vezették át vékony aranyfólián. Az aranyat nagyon képlékeny anyagnak választották, amelyből csaknem egy atomréteg vastagságú fólia állítható elő. Egyes alfa-részecskék átjutottak a fólián, elmosódott foltot képezve a képernyőn, más alfa-részecskék nyomait pedig a 7. oldalon rögzítették.

8

Rutherford és munkatársai kísérletei arra a következtetésre jutottak, hogy az atom középpontjában egy sűrű pozitív töltésű mag található, amelynek átmérője nem haladja meg a 10-14-10-15 mt. Ez az atommag mindössze 10-12 részt foglal el az atom teljes térfogatának, de tartalmazza az összes pozitív töltést és tömegének legalább 99,95%-át. Az atommagot alkotó anyaghoz ρ ≈ 1015 g/cm 3 nagyságrendű sűrűséget kellett volna hozzárendelni. Az atommag töltése egyenlő legyen az összes elektron teljes töltésével, 9

Az atom szerkezetére vonatkozó elképzelések kidolgozásának következő lépését 1913-ban N. Bohr dán fizikus tette meg. Bohr első posztulátuma (stacionárius állapotok posztulátuma) kimondja: egy atomi rendszer csak speciális stacionárius vagy kvantumállapotban lehet, amelyek mindegyike egy bizonyos En energiának felel meg. Álló állapotokban az atom nem 11

Bohr második posztulátuma (frekvenciaszabály) a következőképpen fogalmazódik meg: amikor egy atom En energiájú stacionárius állapotból egy másik Em energiájú stacionárius állapotba megy át, akkor kvantum bocsát ki vagy nyel el, amelynek energiája egyenlő h - az energiakülönbséggel. stacionárius állapotok állandója: Planck, egyenlő 6. 626 10 -34 J 12-től

Harmadik posztulátum (kvantálási szabály). Bohr azt javasolta, hogy az elektronok összes lehetséges pályája közül csak azok valósuljanak meg, amelyeknél a szögimpulzus egyenlő a Planck-állandó h egész számú többszörösével osztva 2π-vel: Az n számot kvantumszámnak nevezzük. fő 13

n értéket vesz fel 1-től ∞-ig. Minél kisebb n, annál nagyobb az elektron és az atommag közötti kölcsönhatás energiája. Ha n = 1, akkor a hidrogénatom alapállapotban van, ha n > 1, akkor gerjesztett állapotban van. A többelektronos atomokban az azonos n értékű elektronok egy réteget vagy héjat alkotnak, amelyet K, L, M, N, O, P és Q betűk jelölnek. A K betű az első szintnek, az L a második szintnek felel meg, stb. 14

Niels Henrik David Bohr 1885-1962, Koppenhága) - dán elméleti fizikus és közéleti személyiség, a modern fizika egyik alapítója. A fizikai Nobel-díjas (1922) Bohr a mechanika első kvantumelméletének megalkotója és aktív résztvevőjeként ismert. Jelentősen hozzájárult az atomhoz, valamint az atommag elméletének és a magreakciók, az elemi részecskék környezettel való kölcsönhatásának folyamataihoz. 15

Alkalmazzuk Bohr félklasszikus megközelítését az elektron mozgásának leírására a Ze töltésű atommag területén. Z=1 esetén egy ilyen rendszer hidrogénatomnak felel meg. Az elektron tömegének és centripetális gyorsulásának szorzatának meg kell egyeznie az elektronra ható Coulomb-erővel: 16

A sugár csak diszkrét értékeket vehet fel. Az atom belső energiája az elektron atommaggal való kölcsönhatási energiájából és az elektron mozgási energiájából áll: A mozgási energiát a következőképpen kapjuk meg: 17

Amikor egy hidrogénatom (Z=1) n állapotból m állapotba megy át, akkor a kibocsátott fény frekvenciája: 19

1923-ban L. de Broglie francia fizikus hipotézist terjesztett elő a hullám-részecske kettősség egyetemességéről: nemcsak a fotonoknak, hanem az elektronoknak és bármely más anyagrészecskének is vannak hullámtulajdonságai a korpuszkulárisakkal együtt. De Broglie szerint minden mikroobjektum egyrészt a korpuszkuláris jellemzőkkel – E energiával és p impulzussal – társul, másrészt pedig 22

Louis de Broglie (1892-1987) - francia elméleti fizikus, a kvantummechanika egyik megalapítója, 1929-ben fizikai Nobel-díjas. Van egy hipotézise az anyagrészecskék tulajdonságairól, amely megalapozta a hullámmechanika fejlődését. A kvantummechanika eredeti értelmezését javasolta, kidolgozta a részecskék relativisztikus elméletét, foglalkozott a radiofizika kérdéseivel, a klasszikus és kvantumtérelméletekkel és a fizika más ágaival.

Bármely lendületes részecskét λ = h / p hullámhosszú hullámfolyamathoz társítottak. 25 tömegű részecskékhez

Egy 1 000 000 m/s = 106 m/s sebességgel mozgó elektron egy 10 -9 m-es de Broglie hullámnak felel meg. Egy 1 mg = 10 -6 kg tömegű porszem 1 m/s sebességgel mozog. . megfelel a de Broglie hullámnak 10 -28 m

A fény kvantumtermészetének megerősítése a Compton-effektus. 1923-ban Arthur Compton amerikai fizikus megfigyelte a röntgenhullámok hullámhosszúságú szóródását könnyű anyagok (paraffin) hatására. 27

De Broglie hipotézisének első kísérleti megerősítését 1927-ben K. Davison és L. Germer amerikai fizikusok szerezték meg. Felfedezték, hogy a nikkelkristály által szétszórt elektronnyaláb különálló diffrakciós mintázatot hoz létre, amely hasonló ahhoz, amit a kristály rövidhullámú röntgensugárzása okoz. Ezekben a kísérletekben a kristály a természetes diffrakciós rács szerepét töltötte be. A diffrakciós maximumok helyzete alapján az elektron hullámhossza 28

29

1928-ban J. Thomson angol fizikus újabb megerősítést kapott de Broglie hipotézisére. Thomson megfigyelte azt a diffrakciós mintát, amely akkor következik be, amikor egy elektronsugár áthalad egy vékony polikristályos aranyfólián. A fotólemezen jól láthatóan koncentrikus világos és sötét gyűrűk voltak láthatók, amelyek sugara a sebesség változásával 30

A mikrorészecske egy speciális képződmény: részecske + hullám. Mindez egy olyan következetes elmélet felépítéséhez vezetett, amely megmagyarázza a mikrovilágban zajló folyamatokat. Az 1925 júniusától 1926 júniusáig tartó rövid idő alatt a teljes kvantumelmélet három eredeti és egymástól függetlenül fejlesztett változata jelent meg. Az első a mátrix kvantummechanika – Werner Heisenberg (1901-76). A második a hullámmechanika – Erwin Schrödinger (1887-1961). A harmadik a kvantum algebra – Paul Dirac (1902-1984). 31

A mikrorészecske állapotát a kvantummechanikában a Ψ hullámfüggvény írja le. Ez a koordináták és az idő függvénye, és az egyenlet megoldásával kereshető meg: Ezt az egyenletet Schrödinger állította fel 1926-ban, és általános Schrödinger-egyenletnek nevezik. i – képzeletbeli egység, m – részecsketömeg, - Laplace-operátor, U – potenciál 32

A Ψ függvény fizikai jelentése a következő: a Ψ modulus négyzete határozza meg a d valószínűséget. P hogy a részecskét a d térfogaton belül észleljük. V: A hullámfüggvényeket mindig úgy kell normalizálni, hogy: 34

A Schrödinger-egyenlet megoldásaiból kapott hullámfüggvényeknek a következő feltételeknek kell megfelelniük: 1) egyediség; 2) végtag; 3) folytonosság. Ezeknek a feltételeknek az x, y, z változók változásának teljes tartományában teljesülniük kell. Ezek annak a következményei, hogy a hullámfüggvény fizikai jelentésében 35

Energiaszintek, hullámfüggvények, valószínűségi sűrűségeloszlás az x koordináta mentén Energiahullámfüggvények Valószínűségi sűrűség 36

A bizonytalansági kapcsolatokat W. Heisenberg állapította meg. Ezek közül az első korlátozza a koordináták és a részecskeimpulzus megfelelő vetületeinek egyidejű mérésének pontosságát. Például egy X tengelyre vetített vetítés a következőképpen néz ki: A második összefüggés az energiamérés ΔE bizonytalanságát határozza meg egy adott időtartamra Δt: 37

Többelektronos atomok A többelektronos atomokban az azonos n értékű elektronok (n a fő kvantumszám) egy réteget vagy héjat alkotnak, amelyet K, L, M, N, O, P és Q betűkkel jelölnek. A K betű az első szintnek, az L a másodiknak, stb. 38. épületnek felel meg

39

Orbitális (azimutális) kvantumszám - a kvantumfizikában az elektronfelhő alakját meghatározó ℓ kvantumszám. Meghatározza az n főkvantumszám által meghatározott energiaszint egy alszintjét, és értékeket vehet fel. l = 0, 1, 2, …; n-1 40

A számokon kívül a ℓ betűjelekkel is rendelkezik. Az azonos ℓ értékű elektronok alszintet alkotnak. A ℓ kvantumszám határozza meg az elektron keringési szögimpulzusának kvantálását az atommag gömbszimmetrikus Coulomb-terében. ℓ = 0 1 2 3 4 … ℓ = s p d f g … 41

42

Pályakvantumszám Mágneses kvantumszám ℓ Adott értékű pályák száma l 2ℓ + 1 0 (s) 0 1 1 (p) – 1, 0, +1 3 2 (d) 3 (f) – 2, – 1, 0, +1, +2 – 3, – 2, – 1, 0, 5 7 43

44

1907) - orosz kémikus, tanár, sokoldalú tudós. Több mint 500 publikált művet hagyott hátra, köztük a klasszikus „A kémia alapjai”-t – a szervetlen kémia első harmonikus bemutatását. A kémia, a kémiai technológia, a fizika, a meteorológia, a repülés, a mezőgazdaság alapkutatásainak szerzője 1869. március 6., a közoktatás és az Orosz Fizikai és Kémiai Társaság ülésén N. A. Menshutkin professzor és mások felolvasta Mengyelejev „Egy rendszer tapasztalata” című jelentését. az elemek atomsúlya és kémiai affinitása alapján." Ez volt a világhírű periodikus törvény legelső megfogalmazása, amelynek végső kiadása 1869-1870 között jelent meg, és az egyik alapvető 45

A kémiai elemek periodikus rendszere (Mengyelejev táblázata) a kémiai elemek osztályozása, amely megállapítja az elemek különféle tulajdonságainak függőségét az atommag töltésétől. A rendszer az orosz kémikus D. I. Mengyelejev által 1869-ben megalkotott periodikus törvény grafikus kifejezése. A rendszer modern változatában azt feltételezik, hogy az elemeket egy kétdimenziós táblázatba foglalják össze, amelyben minden oszlop (csoport) meghatározza a fő fizikai és kémiai tulajdonságokat, a sorok pedig bizonyos mértékig időszakokat jelölnek.

47

Tesztkérdések 1. Atommodellek 2. Rutherford kísérlete az atom szerkezetére 3. Bohr-féle posztulátumok 4. Kvantumszámok 5. De Broglie hullám és korpuszkuláris és hullámkarakterisztikája 6. Stacionárius Schrödinger egyenlet