Le monde est beau. Découvrez ce qu'est « atome » dans d'autres dictionnaires

Le monde est beau. Voir ce que c'est — Le monde est beau. Découvrez ce qu'est « atome » dans d'autres dictionnaires

28.09.2019

Introduction à l'atome

Un atome est une particule composite de substances de taille et de masse microscopiques. Il s'agit de la plus petite partie des éléments de nature chimique, avec une taille et une masse incroyablement petites.

Les atomes sont construits à partir de deux bases éléments structurels, à savoir des électrons et du noyau atomique, lui-même formé de protons et de neutrons. Le nombre de protons peut différer du nombre de neutrons. Tant en chimie qu'en physique, les atomes dans lesquels le nombre de protons est comparable au nombre d'électrons sont appelés électriquement neutres. Si le nombre de protons est supérieur ou inférieur, alors l'atome, acquérant une charge positive ou négative, devient un ion.

Atomes et molécules en physique pendant longtempsétaient considérés comme les plus petits « éléments de base » à partir desquels l'Univers est construit, et même après la découverte de blocs encore plus petits. composants constitutifs rester parmi découvertes les plus importantes dans l'histoire de l'humanité. Ce sont des atomes reliés par des liaisons interatomiques qui forment des molécules. La majeure partie de l'atome est concentrée dans le noyau, à savoir dans le poids de ses protons, qui représentent environ 99,9 % de la valeur totale.

Données historiques

Grâce aux réalisations scientifiques dans les domaines de la physique et de la chimie, de nombreuses découvertes ont été réalisées concernant la nature de l'atome, sa structure et ses capacités. De nombreuses expériences et calculs ont été effectués, au cours desquels une personne a pu répondre aux questions suivantes : quel est le diamètre d'un atome, sa taille et bien plus encore.

Il a été découvert et formulé pour la première fois par des philosophes Grèce antique et Rome. Aux XVIIe et XVIIIe siècles, les chimistes ont pu utiliser des expériences pour prouver l'idée d'un atome en tant que plus petite particule de matière. Ils ont montré que de nombreuses substances peuvent être décomposées à plusieurs reprises en utilisant méthodes chimiques. Cependant, des découvertes ultérieures des physiciens ont montré que même un atome peut être divisé et qu'il est construit à partir de composants subatomiques.

Le Congrès international des scientifiques en chimie de Karlsruhe, situé en Allemagne, a décidé en 1860 du concept d'atomes et de molécules, où un atome est considéré comme la plus petite partie des éléments chimiques. Par conséquent, il fait également partie de substances de types simples et complexes.

Le diamètre de l’atome d’hydrogène fut l’un des tout premiers à être étudié. Cependant, ses calculs ont été effectués à plusieurs reprises et le dernier d'entre eux, publié en 2010, a montré qu'il est inférieur de 4 % à ce qui était supposé précédemment (10 -8). L'indice de grandeur globale du noyau atomique correspond au nombre 10 -13 -10 -12, et l'ordre de grandeur du diamètre entier est de 10 -8. Cela a provoqué de nombreuses contradictions et problèmes, puisque l'hydrogène lui-même appartient à juste titre au principal composants l'ensemble de l'Univers observable, et une telle incohérence oblige à de nombreux recalculs par rapport aux énoncés fondamentaux.

Atom et son modèle

Actuellement, cinq modèles principaux de l'atome sont connus, différant entre eux, tout d'abord, par le calendrier et les idées sur sa structure. Regardons directement les modèles :

Les pièces qui composent comptent. Démocrite croyait que toute propriété d'une substance devait être déterminée par sa forme, sa masse et d'autres séries de caractéristiques pratiques. Par exemple, le feu peut brûler parce que ses atomes sont tranchants. Selon Démocrite, même l’âme est formée d’atomes.
Le modèle atomique de Thomson, créé en 1904 par J. J. Thomson lui-même. Il a proposé que l’atome puisse être considéré comme un corps chargé positivement contenu dans des électrons.
Le premier modèle atomique planétaire de Nagaoka, créé en 1904, pensait que la structure atomique était similaire à celle de Saturne. Le noyau est de petite taille et possède un indice de charge positif, entouré d'électrons qui se déplacent autour des anneaux.
Modèle planétaire atomique découvert par Bohr et Rutherford. En 1911, E. Rutherford, après avoir dirigé toute une série expériences, ont commencé à croire que l'atome est semblable à un système planétaire, où les électrons ont des orbites sur lesquelles ils se déplacent autour du noyau. Cependant, cette hypothèse allait à l’encontre des données de l’électrodynamique classique. Pour prouver la validité de cette théorie, Niels Bohr a introduit le concept de postulats qui affirment et montrent que l'électron n'a pas besoin de dépenser d'énergie, puisqu'il se trouve dans un certain état énergétique spécial. L'étude de l'atome a ensuite conduit à l'apparition mécanique quantique, ce qui a pu expliquer bon nombre des contradictions observées.
Le modèle atomique de la mécanique quantique stipule que le noyau central de la particule en question est constitué d'un noyau formé de protons, ainsi que de neutrons et d'électrons se déplaçant autour de lui.

Caractéristiques structurelles

La taille de l’atome déterminait auparavant qu’il s’agissait d’une particule indivisible. Cependant, de nombreuses expériences et expérimentations nous ont montré qu'elle se construit à partir de particules subatomiques. Tout atome est constitué d'électrons, de protons et de neutrons, à l'exception de l'hydrogène - 1, qui n'inclut pas ce dernier.

Le modèle standard montre que les protons et les neutrons se forment par interactions entre quarks. Ils appartiennent aux fermions, avec les leptons. Actuellement, il existe 6 types de quarks. Les protons doivent leur formation à deux quarks u et à un quark d, et le neutron à un quark u et à deux quarks d. Interaction nucléaire le type fort qui lie les quarks est transmis par les gluons.

Le mouvement des électrons dans l’espace atomique est prédéterminé par leur « désir » de se rapprocher du noyau, c’est-à-dire d’être attirés, ainsi que par les forces coulombiennes d’interaction entre eux. Ces mêmes types de forces maintiennent chaque électron dans une barrière de potentiel entourant le noyau. L'orbite du mouvement électronique détermine le diamètre de l'atome, qui est égal à une ligne droite passant d'un point du cercle à un autre, ainsi que passant par le centre.

Un atome a sa rotation, qui est représentée par son propre élan et dépasse la compréhension. caractère général matière. Décrit en utilisant la mécanique quantique.

Dimensions et poids

Chaque noyau atomique possédant le même nombre de protons appartient à un élément chimique commun. Les isotopes comprennent des représentants d'atomes du même élément, mais ayant une quantité de neutrons différente.

Puisqu'en physique, la structure d'un atome indique que la majeure partie de sa masse est constituée de protons et de neutrons, alors la quantité totale de ces particules a nombre de masse. Expression masse atomique dans un état de calme se produit grâce à l'utilisation d'unités de masse atomique (a.m.u.), autrement appelées daltons (Da).

La taille d’un atome n’a pas de limites clairement définies. Par conséquent, il est déterminé en mesurant la distance entre les noyaux du même type d’atomes chimiquement liés les uns aux autres. Une autre méthode de mesure est possible en calculant la durée du trajet depuis le noyau jusqu'à la prochaine orbite électronique disponible d'un type stable. Les éléments de D.I. Mendeleev classent les atomes en taille, du plus petit au plus grand, dans le sens de la colonne de haut en bas, le mouvement de gauche à droite est également basé sur une diminution de leurs tailles.

Temps de décroissance

Tout chimique. les éléments ont des isotopes de un et plus. Ils contiennent un noyau instable sujet à une désintégration radioactive, entraînant l'émission de particules ou rayonnement électromagnétique. Le radioactif est un isotope dont le fort rayon d’interaction s’étend au-delà des points les plus éloignés de son diamètre. Si l'on considère l'exemple de l'aurum, alors l'isotope sera l'atome Au, au-delà du diamètre duquel les particules rayonnantes « volent » dans toutes les directions. Initialement, le diamètre d'un atome d'or correspond à la valeur de deux rayons dont chacun est égal à 144 pc, et les particules s'étendant au-delà de cette distance du noyau seront considérées comme des isotopes. Il existe trois types de désintégration : les rayonnements alpha, bêta et gamma.

Le concept de valence et la présence de niveaux d'énergie

Nous connaissons déjà les réponses à de telles questions : quel est le diamètre d'un atome, sa taille, nous nous sommes familiarisés avec le concept de désintégration atomique, etc. Cependant, en plus de cela, il existe également de telles caractéristiques des atomes comme la taille des niveaux d'énergie et la valence.

Les électrons se déplaçant autour du noyau atomique ont une énergie potentielle et sont dans un état lié, situé à un niveau excité. Selon le modèle quantique, un électron n’occupe qu’un nombre discret de niveaux d’énergie.

Valence est la capacité générale des atomes possédant une couche électronique espace libre, établir des liens type chimique avec d'autres unités atomiques. En établissant des liaisons chimiques, les atomes tentent de remplir leur couche de coque de valence externe.

Ionisation

En raison de l'influence d'une valeur de tension élevée sur un atome, celui-ci peut subir une déformation irréversible, qui s'accompagne d'un détachement électronique.

Cela entraîne l'ionisation des atomes, au cours de laquelle ils cèdent des électrons et subissent une transformation d'un état stable en ions à charge positive, autrement appelés cations. Ce processus nécessite une certaine énergie, appelée potentiel d’ionisation.

En résumé

Étudier des questions sur la structure, les caractéristiques d'interaction, les paramètres qualitatifs, quel est le diamètre d'un atome et quelles sont ses dimensions, tout cela a permis à l'esprit humain d'effectuer un travail incroyable, aidant à mieux comprendre et comprendre la structure de toute la matière qui nous entoure. . Ces mêmes questions ont permis à l'homme de découvrir les concepts de l'électronégativité d'un atome, de son attraction dispersée, des possibilités de valence, et de déterminer la durée désintégration radioactive et bien plus encore.

DÉFINITION

Atome– la plus petite particule chimique.

La diversité des composés chimiques est due à diverses combinaisons atomes d'éléments chimiques en molécules et substances non moléculaires. La capacité d'un atome à entrer dans composés chimiques, ses propriétés chimiques et physiques sont déterminées par la structure de l'atome. À cet égard, pour la chimie, il est d'une importance primordiale structure interne atome et, tout d’abord, la structure de sa couche électronique.

Modèles de structure atomique

Au début du XIXe siècle, D. Dalton relance la théorie atomique, en s'appuyant sur les lois fondamentales de la chimie connues à cette époque ( consistance de la composition, ratios multiples et équivalents). Les premières expériences ont été réalisées pour étudier la structure de la matière. Cependant, malgré les découvertes faites (les atomes d'un même élément ont les mêmes propriétés et les atomes d'autres éléments ont des propriétés différentes, le concept de masse atomique a été introduit), l'atome était considéré comme indivisible.

Après avoir obtenu des preuves expérimentales (fin XIXème début XXe siècle) la complexité de la structure de l'atome (effet photoélectrique, cathode et rayons X, radioactivité), il a été établi que l'atome est constitué de particules chargées négativement et positivement qui interagissent les unes avec les autres.

Ces découvertes ont donné une impulsion à la création des premiers modèles de structure atomique. L'un des premiers modèles a été proposé J. Thomson(1904) (Fig. 1) : l'atome était imaginé comme une « mer d'électricité positive » dans laquelle des électrons oscillaient.

Après des expériences avec des particules α, en 1911. Rutherford a proposé ce qu'on appelle modèle planétaire structure atomique (Fig. 1), similaire à la structure système solaire. Selon le modèle planétaire, au centre de l'atome se trouve un très petit noyau avec une charge Z e, dont la taille est d'environ 1 000 000 de fois petites tailles l'atome lui-même. Le noyau contient la quasi-totalité de la masse de l’atome et possède une charge positive. Les électrons se déplacent sur des orbites autour du noyau, dont le nombre est déterminé par la charge du noyau. La trajectoire externe du mouvement des électrons détermine dimensions extérieures atome. Le diamètre d'un atome est de 10 à 8 cm, tandis que le diamètre du noyau est beaucoup plus petit, de 10 à 12 cm.

Riz. 1 Modèles de structure atomique selon Thomson et Rutherford

Les expériences sur l'étude des spectres atomiques ont montré des imperfections modèle planétaire structure de l’atome, puisque ce modèle contredit la structure linéaire des spectres atomiques. Basés sur le modèle de Rutherford, les enseignements d'Einstein sur les quanta de lumière et théorie des quanta planche de rayonnement Niels Bohr (1913) formulé postulats, qui consiste théorie de la structure atomique(Fig. 2) : un électron peut tourner autour du noyau non pas, mais seulement sur certaines orbites spécifiques (stationnaires), se déplaçant sur une telle orbite qu'il ne rayonne pas énergie électromagnétique, un rayonnement (absorption ou émission d'un quantum d'énergie électromagnétique) se produit lors de la transition (semblable à un saut) d'un électron d'une orbite à une autre.

Riz. 2. Modèle de la structure de l'atome selon N. Bohr

Le matériel expérimental accumulé caractérisant la structure de l'atome a montré que les propriétés des électrons, ainsi que d'autres micro-objets, ne peuvent être décrites sur la base des concepts de la mécanique classique. Les microparticules obéissent aux lois de la mécanique quantique, qui sont devenues la base de la création modèle moderne structure atomique.

Les principales thèses de la mécanique quantique :

- l'énergie est émise et absorbée par les corps en parties séparées - les quanta, par conséquent, l'énergie des particules change brusquement ;

- les électrons et autres microparticules ont une double nature : ils présentent à la fois les propriétés des particules et des ondes (dualité onde-particule) ;

— la mécanique quantique nie la présence de certaines orbites pour les microparticules (pour les électrons en mouvement, il est impossible de déterminer la position exacte, puisqu'ils se déplacent dans l'espace à proximité du noyau, on ne peut déterminer que la probabilité de trouver un électron dans différentes parties de l'espace).

L'espace proche du noyau dans lequel la probabilité de trouver un électron est assez élevée (90 %) est appelé orbital.

Nombres quantiques. Le principe de Pauli. Les règles de Klechkovsky

L'état d'un électron dans un atome peut être décrit à l'aide de quatre nombres quantiques.

n– le nombre quantique principal. Caractérise la réserve d'énergie totale d'un électron dans un atome et le numéro du niveau d'énergie. n prend des valeurs entières de 1 à ∞. L'électron a l'énergie la plus faible lorsque n=1 ; avec une énergie n croissante. L’état d’un atome lorsque ses électrons sont à des niveaux d’énergie tels que leur énergie totale est minimale est appelé état fondamental. Les états avec des valeurs plus élevées sont appelés excités. Les niveaux d'énergie sont indiqués chiffres arabes selon la valeur de n. Les électrons peuvent être disposés en sept niveaux, par conséquent, n existe en réalité de 1 à 7. Le nombre quantique principal détermine la taille du nuage d'électrons et détermine le rayon moyen d'un électron dans un atome.

je– nombre quantique orbital. Caractérise la réserve d'énergie des électrons dans le sous-niveau et la forme de l'orbitale (tableau 1). Accepte les valeurs entières de 0 à n-1.

moi l dépend de n. Si n=1, alors l=0, ce qui signifie qu'au 1er niveau il y a un 1er sous-niveau.

– nombre quantique magnétique. Caractérise l’orientation de l’orbitale dans l’espace. Accepte les valeurs entières de –l à 0 jusqu'à +l. Ainsi, lorsque l=1 (p-orbitale), m e prend les valeurs -1, 0, 1 et l'orientation de l'orbitale peut être différente (Fig. 3).

Riz. 3. Une des orientations possibles dans l'espace de l'orbitale p s

– nombre quantique de spin. Caractérise la propre rotation de l’électron autour de son axe. Accepte les valeurs -1/2(↓) et +1/2(). Deux électrons sur la même orbitale ont des spins antiparallèles. L'état des électrons dans les atomes est déterminé Principe de Pauli : un atome ne peut pas avoir deux électrons avec le même ensemble de tous les nombres quantiques. La séquence de remplissage des orbitales avec des électrons est déterminée Règles de Klechkovsky

: les orbitales sont remplies d'électrons par ordre de somme croissante (n+l) pour ces orbitales, si la somme (n+l) est la même, alors l'orbitale avec la valeur n la plus petite est remplie en premier.

Cependant, un atome ne contient généralement pas un, mais plusieurs électrons, et pour prendre en compte leur interaction les uns avec les autres, le concept de charge nucléaire effective est utilisé - un électron au niveau externe est soumis à une charge inférieure à la charge du noyau, ce qui fait que les électrons internes font écran aux électrons externes.

Caractéristiques de base d'un atome : rayon atomique (covalent, métallique, van der Waals, ionique), affinité électronique, potentiel d'ionisation, moment magnétique.

Formules électroniques d'atomes Tous les électrons d’un atome forment sa couche électronique. La structure de la couche électronique est représentée, qui montre la répartition des électrons à travers les niveaux et sous-niveaux d’énergie. Le nombre d’électrons dans un sous-niveau est indiqué par un nombre inscrit en haut à droite de la lettre indiquant le sous-niveau. Par exemple, un atome d'hydrogène possède un électron, qui est situé dans le sous-niveau s du 1er niveau d'énergie : 1s 1.

La formule électronique de l'hélium contenant deux électrons s'écrit comme suit : 1s 2.

Pour les éléments de la deuxième période, les électrons remplissent le 2ème niveau d'énergie, qui ne peut contenir plus de 8 électrons. Tout d’abord, les électrons remplissent le sous-niveau s, puis le sous-niveau p. Par exemple:

5B 1s 2 2s 2 2p 1

Relation entre la structure électronique d'un atome et la position de l'élément dans le tableau périodique

La formule électronique d'un élément est déterminée par sa position dans le tableau périodique D.I. Mendeleïev. Ainsi, le numéro de période correspond à Dans les éléments de la deuxième période, les électrons remplissent le 2ème niveau d'énergie, qui ne peut contenir plus de 8 électrons. Premièrement, les électrons remplissent Dans les éléments de la deuxième période, les électrons remplissent le 2ème niveau d'énergie, qui ne peut contenir plus de 8 électrons. Tout d’abord, les électrons remplissent le sous-niveau s, puis le sous-niveau p. Par exemple:

Dans les atomes de certains éléments, on observe le phénomène de « saut » électronique du niveau d'énergie externe à l'avant-dernier. Les fuites d'électrons se produisent dans les atomes de cuivre, de chrome, de palladium et de certains autres éléments. Par exemple:

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

un niveau d'énergie qui ne peut contenir plus de 8 électrons. Tout d’abord, les électrons remplissent le sous-niveau s, puis le sous-niveau p. Par exemple: Le numéro de groupe des éléments des sous-groupes principaux est égal au nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe ; ces électrons sont appelés électrons de valence (ils participent à la formation) liaison chimique ). Les électrons de valence pour les éléments des sous-groupes latéraux peuvent être des électrons du niveau d'énergie externe et du sous-niveau d de l'avant-dernier niveau. Le numéro de groupe d'éléments des sous-groupes secondaires des groupes III-VII, ainsi que pour Fe, Ru, Os correspond nombre total

électrons dans le sous-niveau s du niveau d'énergie externe et le sous-niveau d de l'avant-dernier niveau

Quêtes :

Dessinez les formules électroniques des atomes de phosphore, de rubidium et de zirconium. Indiquez les électrons de valence.

Répondre:

15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 Électrons de Valence 3s 2 3p 3

37 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Électrons de Valence 5s 1

Examinons une autre application du principe d'incertitude (38.3), mais ne prenez pas ce calcul trop au pied de la lettre ; l’idée générale est correcte, mais l’analyse n’a pas été faite avec beaucoup de soin. Cette idée concerne la détermination de la taille des atomes ; après tout, selon les vues classiques, les électrons devraient émettre de la lumière et, tournant en spirale, tomber à la surface du noyau. Mais selon la mécanique quantique, cela est impossible, car sinon nous saurions où l’électron s’est retrouvé et à quelle vitesse il tourne.

Disons qu'il y a un atome d'hydrogène et que nous mesurons la position de l'électron ; nous ne devons pas être capables de prédire exactement où cela aboutira, sinon la propagation de l’élan deviendra infinie. Chaque fois que nous regardons un électron, il aboutit quelque part ; il a une amplitude de probabilité de se trouver à différents endroits, il y a donc une probabilité de le trouver n'importe où. Cependant, il n’est pas nécessaire que tous ces endroits soient proches du noyau lui-même ; Supposons qu'il existe un étalement des distances de l'ordre de , c'est-à-dire que la distance du noyau à l'électron est approximativement égale en moyenne à . Déterminons , exigeant que l'énergie totale de l'atome soit minimale.

La répartition des impulsions, conformément à la relation d'incertitude, doit être approximativement égale à ; Par conséquent, en essayant de mesurer d'une manière ou d'une autre l'impulsion d'un électron (par exemple, en diffusant des photons dessus et en observant l'effet Doppler d'un diffuseur en mouvement), nous ne recevrons pas zéro tout le temps (l'électron ne reste pas immobile), mais nous recevra un élan de l’ordre de . L'énergie cinétique des électrons sera approximativement égale à . (Ce que nous faisons maintenant est, dans un sens, une analyse dimensionnelle : nous estimons comment l'énergie cinétique peut dépendre de la constante de Planck, de la masse et de la taille de l'atome. La réponse est obtenue grâce à des facteurs numériques comme ; etc. Nous n'avons même pas défini correctement .) Suivant, énergie potentielleégal au quotient de moins à la distance du centre, disons (on s'en souvient, c'est le carré de la charge électronique divisé par ). Regardez maintenant : lorsqu'elle diminue, l'énergie potentielle diminue également, mais moins elle est grande, plus l'impulsion requise par le principe d'incertitude est grande et plus énergie cinétique. L'énergie totale est

(38.10)

Nous ne savons pas ce qui est égal à , mais nous savons que l'atome, assurant son existence, est obligé de faire un compromis pour que son énergie totale soit la plus faible possible. Pour trouver le minimum, on le différencie par rapport à , on exige que la dérivée soit égale à zéro et on trouve . La dérivée est égale à

(38.11)

L'équation donne pour la quantité

(38.12)

Cette distance s’appelle le rayon de Bohr, et on voit que les dimensions d’un atome sont de l’ordre de l’angström. Le numéro s'est avéré correct. C’est très bien, c’est même étonnamment bien, car jusqu’à présent nous n’avions aucune considération théorique sur la taille d’un atome. D'un point de vue classique, les atomes sont tout simplement impossibles : les électrons doivent tomber sur les noyaux. En remplaçant la formule (38.12) par dans (38.10), nous trouvons l'énergie. Elle s'avère être égale

(38.(3)

Que signifie l’énergie négative ? Et le fait est que lorsqu’un électron est dans un atome, il a moins d’énergie que lorsqu’il est libre. En d’autres termes, dans un atome, il est lié. Et il faut de l’énergie pour l’arracher de l’atome ; il faut de l’énergie pour ioniser un atome d’hydrogène. Il est bien sûr possible que cela nécessite deux ou trois fois plus d’énergie, voire même moins, car nos calculs ont été très bâclés. Cependant, nous avons triché et choisi toutes les constantes pour que le résultat soit absolument correct ! Cette quantité est appelée énergie de Rydberg ; C'est l'énergie d'ionisation de l'hydrogène.

Ce n’est que maintenant qu’on comprend pourquoi nous ne tombons pas par terre. Lorsque nous marchons, toute la masse des atomes de nos chaussures est repoussée du sol, toute la masse de ses atomes. Les atomes sont écrasés, les électrons sont forcés de se regrouper dans un volume plus petit et, selon le principe d'incertitude, leur impulsion augmente en moyenne, et une augmentation de l'impulsion signifie une augmentation de l'énergie. La résistance des atomes à la compression n’est pas un effet classique, mais un effet de mécanique quantique. Selon les concepts classiques, on pourrait s’attendre à ce que l’énergie diminue à mesure que les électrons et les protons se rapprochent ; La disposition la plus favorable des charges positives et négatives en physique classique est celle où elles sont superposées. Ceci était bien connu de la physique classique et présentait un mystère : les atomes existaient toujours ! Bien sûr, les scientifiques ont déjà proposé différentes manières la sortie de l'impasse, la voie correcte (espérons-le !) n'est connue que de nous !

À propos, lorsqu’il y a beaucoup d’électrons autour du noyau, ils essaient également de rester éloignés les uns des autres. La raison n’est pas encore claire pour vous, mais c’est un fait que si un électron occupe une certaine place, alors un autre n’occupera plus cette place. Plus précisément, du fait de l’existence de deux directions de spin, ces électrons peuvent s’asseoir les uns sur les autres et tourner : l’un dans un sens, l’autre dans l’autre. Mais vous ne pourrez placer aucune tierce personne à cet endroit. Il faut les mettre dans de nouveaux endroits, et c'est ce la vraie raison que la substance a de l'élasticité. S’il était possible de placer tous les électrons au même endroit, la matière serait encore plus dense que d’habitude. Et c’est précisément parce que les électrons ne peuvent pas s’asseoir les uns sur les autres que les tables et autres objets solides existent.

Il est donc naturel que, pour comprendre les propriétés d'une substance, il faille utiliser mécanique quantique; le classique n'est clairement pas suffisant pour cela.

En étudiant le passage d'une particule alpha à travers une fine feuille d'or (voir section 6.2), E. Rutherford est arrivé à la conclusion que l'atome est constitué d'un noyau lourd chargé positivement et d'électrons qui l'entourent.

Cœur appelée la partie centrale de l'atome,dans lequel sont concentrées la quasi-totalité de la masse de l'atome et de sa charge positive.

DANS composition du noyau atomique compris particules élémentaires : protons Et neutrons (nucléons du mot latin noyau- cœur). Un tel modèle proton-neutron du noyau a été proposé par le physicien soviétique en 1932, D.D. Ivanenko. Le proton a une charge positive e + = 1,06 10 –19 C et une masse au repos m p= 1,673·10 –27 kg = 1836 moi. Neutron ( n) – particule neutre avec masse au repos mn= 1,675·10 –27 kg = 1839 moi(où est la masse électronique moi, égal à 0,91·10 –31 kg). Sur la fig. 9.1 montre la structure de l'atome d'hélium selon les idées de la fin du XX - début du XXIe V.

Frais de base est égal Zé, Où e– charge de protons, Z– numéro d'accusation, égal numéro de série élément chimique V tableau périodique Les éléments de Mendeleev, c'est-à-dire nombre de protons dans le noyau. Le nombre de neutrons dans le noyau est noté N. En règle générale Z > N.

Noyaux actuellement connus avec Z= 1 à Z = 107 – 118.

Nombre de nucléons dans un noyau UN = Z + N appelé nombre de masse . Noyaux avec le même Z, mais différent UN sont appelés isotopes. Des noyaux qui, avec le même UN avoir différent Z, sont appelés isobares.

Le noyau est désigné par le même symbole que l'atome neutre, où X– symbole d’un élément chimique. Par exemple : l'hydrogène Z= 1 possède trois isotopes : – le protium ( Z = 1, N= 0), – deutérium ( Z = 1, N= 1), – le tritium ( Z = 1, N= 2), l'étain possède 10 isotopes, etc. Dans l'écrasante majorité des isotopes d'un élément chimique, ils ont le même produit chimique et des caractéristiques similaires. propriétés physiques. Au total, environ 300 isotopes stables et plus de 2 000 isotopes naturels et artificiels sont connus. isotopes radioactifs.

La taille du noyau est caractérisée par le rayon du noyau, qui a une signification conventionnelle en raison du flou des limites du noyau. Même E. Rutherford, analysant ses expériences, a montré que la taille du noyau est d'environ 10 à 15 m (la taille d'un atome est de 10 à 10 m). Il existe une formule empirique pour calculer le rayon du noyau :

(9.1.1)

Où R. 0 = (1,3 – 1,7)·10 –15 m Cela montre que le volume du noyau est proportionnel au nombre de nucléons.

La densité de la matière nucléaire est de l'ordre de 10 17 kg/m 3 et est constante pour tous les noyaux. Elle dépasse largement les densités des substances ordinaires les plus denses.

Les protons et les neutrons sont fermions, parce que avoir du spin ħ /2.

Le noyau d'un atome a propre moment cinétique – spin nucléaire :

(9.1.2)

Où je – interne(complet)nombre quantique de spin.

Nombre je accepte les valeurs entières ou demi-entières 0, 1/2, 1, 3/2, 2, etc. Noyaux avec même UN avoir spin entier(en unités ħ ) et obéissez aux statistiques Bose–Einstein(bosons). Noyaux avec impair UN avoir spin demi-entier(en unités ħ ) et obéissez aux statistiques Fermi–Dirac(ceux. noyaux - fermions).

Les particules nucléaires ont leurs propres moments magnétiques, qui déterminent le moment magnétique du noyau dans son ensemble. L'unité de mesure des moments magnétiques des noyaux est magnéton nucléaire μ poison :

(9.1.3)

Ici e – valeur absolue charge électronique, m p– la masse du proton.

Magnéton nucléaire dans m p/moi= 1836,5 fois moins que le magnéton de Bohr, il s'ensuit que les propriétés magnétiques des atomes sont déterminées propriétés magnétiques ses électrons .

Il existe une relation entre le spin d'un noyau et son moment magnétique :

(9.1.4)

où γ poison – rapport gyromagnétique nucléaire.

Le neutron a un moment magnétique négatif μ n≈ – 1,913μ poison puisque la direction du spin du neutron et son moment magnétique sont opposés. Le moment magnétique du proton est positif et égal à μ r≈ 2,793µ poison. Sa direction coïncide avec la direction de spin du proton.

Distribution charge électrique les protons le long du noyau sont généralement asymétriques. La mesure de l’écart de cette distribution par rapport à la symétrie sphérique est quadripôle couple électrique graines Q. Si l’on suppose que la densité de charge est la même partout, alors Q déterminé uniquement par la forme du noyau. Donc pour un ellipsoïde de révolution

(9.1.5)

Où b– demi-axe de l'ellipsoïde selon la direction de rotation, UN– demi-axe dans la direction perpendiculaire. Pour un noyau allongé dans la direction du spin, b > UN Et Q> 0. Pour un noyau aplati dans cette direction, b < un Et Q < 0. Для сферического распределения заряда в ядре b = un Et Q= 0. Ceci est vrai pour les noyaux de spin égal à 0 ou ħ /2.

Pour voir les démos, cliquez sur le lien hypertexte approprié :