§ 10. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів

Електрони розподіляються по орбіталях за певними правилами.

На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони.

Графічно орбіталь зображують у вигляді квадрата, а електрони — у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу:

Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі.

Якщо два електрони обертаються навколо власної осі в одному напрямку, то говорять, що їх спіни паралельні, а якщо в різних — то їх спіни антипаралельні (див. мал.).

Електрони з паралельними (а) та антипаралельними спінами (б) у магнітному полі

Одна орбіталь може містити лише такі два електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі.

На одній орбіталі можуть перебувати не більше ніж два електрони, причому їх спіни мають бути антипаралельними.

Вольфґанґ Ернест Паулі

Австрійський та швейцарський фізик, лауреат Нобелівської премії з фізики 1945 року. У 20 років написав статтю про загальну та спеціальну теорію відносності, яку навіть схвалив Айнштайн. Працював асистентом у Нільса Бора. Висловив припущення, що електронам притаманна властивість, яку пізніше назвали спіном. Сформулював закон, відомий як принцип заборони Паулі, що є фундаментальним для розуміння будови й поведінки атомів, атомних ядер, властивостей металів та інших фізичних явищ. За його особистісні якості та схильність до нещадного критичного аналізу колеги називали його «докором фізики».

Принцип найменшої енергії

Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних оболонок атомів.

Щоб описати електронну будову певного атома, необхідно знати, як саме розподілені електрони по його орбіталях.

Розгляньмо, як електрони заповнюють електронні орбіталі атомів.

Електрони займають орбіталі послідовно, починаючи з першого енергетичного рівня, за порядком збільшення енергії рівня.

Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Цей принцип називають принципом найменшої енергії.

Кількість енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розміщений цей хімічний елемент.

Так, в атомах хімічних елементів першого періоду заповнюється лише перший енергетичний рівень, в атомах елементів другого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.

Наприклад, Гідроген розміщений у першому періоді під номером 1. Це означає, що в електронній оболонці його атомів міститься лише один електрон, який перебуває на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі.

Графічно будову електронної оболонки атомів Гідрогену записують у такий спосіб:

Крім графічного зображення будови електронної оболонки, використовують також її запис у вигляді електронної формули (електронної конфігурації), у якій наводять усі зайняті енергетичні підрівні із зазначенням кількості електронів на кожному з них.

Електронна формула Гідрогену має вигляд:

Гелій також розміщений у першому періоді, тож в електронній оболонці його атомів так само заповнюється перший енергетичний рівень, що складається з однієї s-орбіталі. Але на цій орбіталі вже міститься два електрони, оскільки порядковий номер Гелію — 2.

В елементів другого періоду починає заповнюватися електронами другий енергетичний рівень. На другому рівні вже два підрівні: s-підрівень (одна орбіталь) і p-підрівень (три орбіталі):

Незалежно від кількості енергетичних рівнів, електрони спочатку заповнюють найнижчий рівень, тобто в цьому випадку перший, а потім уже другий. Наприклад, розглянемо будову електронної оболонки Літію, що містить три електрони (порядковий номер — 3). Оскільки перший рівень максимально вміщує два електрони, то на другому має міститися лише один електрон. Як ви вважаєте, яку орбіталь «обере» третій електрон? Згідно з принципом найменшої енергії, кожний електрон розташовується в такий спосіб, щоб його енергія була найменшою, отже, серед вільних орбіталей він обирає орбіталь із найнижчою енергією.

Серед усіх орбіталей s-орбіталі мають найменшу енергію, тому єдиний електрон другого енергетичного шару займатиме s-орбіталь, а р-орбіталі в цьому випадку залишаться вільними:

Розглянемо будову електронної оболонки Берилію. Його четвертий електрон також має обрати ту саму орбіталь, що й третій електрон Літію. Допоки не заповниться поточний підрівень, наступний заповнюватися не починає. Так, в атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю заповнений s-підрівень, утворюючи електронну пару, а p-підрівень знову залишається вільним:

Лише якщо s-орбіталь заповнена, електрони починають займати p-орбіталі. Так, в атомі Бору (порядковий номер — 5) на p-орбіталі вже з’являється один електрон:

Аналізуючи електронні формули останніх трьох елементів, можна зробити висновок, що в інших елементів другого періоду також будуть заповнюватися електронами орбіталі перших двох енергетичних рівнів, а електронна оболонка кожного наступного елемента буде відрізнятися від електронної оболонки попереднього лише на один електрон.

Розподіл електронів по орбіталях на енергетичному підрівні

Часто трапляються випадки, коли на підрівнях, що складаються з декількох орбіталей, розміщується декілька електронів. Виникає запитання: які орбіталі вони займають? Наприклад, якщо на р-підрівні містяться два електрони, то вони можуть зайняти або одну р-орбіталь, або дві різні р-орбіталі:

Для такого випадку існує правило, згідно з яким електрон займає вільну орбіталь, а за відсутності вільної — утворює пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Так само, як і люди в тролейбусі спочатку сідають на вільні місця, а якщо вільних місць немає, то підсаджуються до інших пасажирів. Це правило називають правилом Хунда.

У межах одного енергетичного підрівня електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб кількість неспарених електронів була максимальною.

Фрідріх Хунд

Німецький фізик-теоретик. Народився в місті Карлсруе. У 26 років закінчив Ґеттінґенський університет. Протягом наступних 40 років працював майже в усіх великих університетах Німеччини. Найважливіші праці Хунда присвячені квантовій механіці, спектроскопії атомів і молекул, магнетизму, квантовій хімії та історії фізики. 1927 року сформулював емпіричні правила, що регулюють порядок заповнення атомних орбіталей електронами (правила Хунда). Увів уявлення про сігма- та пі-зв’язки. Брав участь у розробці нового методу квантової хімії — методу молекулярних орбіталей.

Згідно із цим правилом, в електронній оболонці атома Карбону є два неспарені електрони:

Якщо на p-підрівні має розташуватися більше ніж три електрони, то «зайвий» електрон утворить електронну пару з іншим електроном, що вже розміщений на цьому підрівні:

Таким чином, в атомах Неону перший та другий енергетичні підрівні цілком заповнені електронами:

Будова електронних оболонок атомів елементів третього й четвертого періодів

Електронні оболонки атомів елементів інших періодів заповнюються за такими самими правилами. Так, в атомів першого елемента третього періоду — Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:

Зверніть увагу, що в атомі Натрію на третьому енергетичному рівні з’являється третій підрівень, що складається з d-орбіталей. Але, як і p-орбіталі, у Натрію орбіталі d-підрівня ще не заповнюються електронами й залишаються вакантними.

В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі:

В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися електронами четвертий енергетичний рівень, попри те що третій рівень ще неповний. Це пов’язано з тим, що енергія 4s-підрівня менша, ніж енергія 3d-підрівня, хоча в цьому випадку d-підрівень розміщений на ближчому до ядра електронному рівні. В атомах першого елемента четвертого періоду — Калію — один електрон розташовується на 4s-підрівні:

У наступного елемента — Кальцію — 4s-підрівень цілком заповнений.

Отже, ми розглянули основні принципи, що допоможуть зрозуміти будову електронних оболонок атомів перших двадцяти хімічних елементів. Ці принципи є універсальними й виконуються також і для інших елементів. Але для інших елементів необхідно знати ще деякі додаткові правила, про які ви дізнаєтеся під час глибшого вивчення хімії.

Порівняти енергію різних електронних підрівнів можна за допомогою суми двох чисел (n + l). Число n дорівнює номеру енергетичного рівня, на якому перебувають орбіталі, а l — це число, що відповідає енергетичному підрівню (типу орбіталі). Так, для s-орбіталей l = 0, для р-орбіталей l = 1, для d-орбіталей l = 2, для f-орбіталей l = 3. Згідно з правилом Клечковського, підрівні заповнюються електронами за порядком збільшення суми (n + l). Якщо для двох підрівнів ця сума однакова, то заповнюється той підрівень, що перебуває на ближчому до ядра електронному рівні. Так, для 4s-підрівня сума (n + l) дорівнює 4 + 0 = 4, а для 3d-підрівня сума (n + l) дорівнює 3 + 2 = 5. Отже, енергія 4s-підрівня менша, ніж у 3d-підрівня, тому він заповнюється раніше. У такий спосіб можна порівнювати енергії будь-яких енергетичних підрівнів.

Інтелектуальні здібності Паулі значно відрізнялися від його «вміння» працювати руками. Колеги зазвичай жартували стосовно таємничого «ефекту Паулі», коли навіть поява невисокого повненького науковця в лабораторії спричиняла всілякі поломки й аварії.

• 1. На одній орбіталі може перебувати не більше ніж два електрони. Орбіталі заповнюються електронами за принципом найменшої енергії: спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо.
• 2. Якщо на одному енергетичному підрівні містяться декілька електронів, то вони розподіляються таким чином, щоб кількість неспарених електронів була максимальною.

Контрольні запитання

• 1. Скільки електронів може максимально перебувати на одній електронній орбіталі?
• 2. Скільки електронів максимально може перебувати на s-підрівні? р-підрівні? d-підрівні?
• 3. Який енергетичний рівень заповнюється раніше: перший чи другий? Відповідь поясніть.
• 4. Чому в атомі Літію електрон, що міститься на другому електронному рівні, перебуває на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?
• 5. Як розподіляються електрони по орбіталях на р-підрівні?
• 6. Скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атомів: а) Гелію; б) Літію; в) Берилію; г) Бору; д) Карбону; е) Оксигену?
• 7. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Літію, Натрію, Калію; б) Берилію, Магнію, Кальцію; в) Флуору, Хлору, Брому?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Складіть графічну електронну формулу Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію та Силіцію. Визначте кількість електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

2. За кількістю орбіталей, що складають енергетичні рівні, визначте, скільки електронів може максимально міститися на другому і третьому енергетичних рівнях.

3. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких цілком заповнені зовнішні енергетичні рівні.

4. Скільки неспарених електронів в електронній оболонці атома Оксигену? Атоми якого ще хімічного елемента другого періоду містять таку саме кількість неспарених електронів?

5. Зобразіть будову електронних оболонок атомів Нітрогену та Фосфору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?

6. Атоми яких елементів мають наведену електронну формулу зовнішнього електронного рівня: a) 1s 2 ; б) 2s 2 ; в) 2s 2 2p 4 ; г) 3s 2 3p 2 ; д) 4s 2 ?

7. Атом якого елемента другого періоду містить найбільшу кількість: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?

§ 2. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів s-, p- та d-елементів

Пригадайте: розташування s-, р-, d- та f-елементів у Періодичній системі (див. форзац).

Місткість орбіталей

На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони, що мають однакову енергію, але які відрізняються особливою властивістю — спіном.

Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі (мал. 2.1).

Мал. 2.1. Електрони з паралельними спінами (а) та антипаралельними спінами (б)

Графічно електрони зображують у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу, що наочно показують напрямок спіну електрона:

Одна орбіталь може містити лише два такі електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі:

• На одній орбіталі можуть перебувати не більш ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними.

Розподіл електронів по орбіталях. Принцип «мінімальної енергії»

Електрони займають орбіталі послідовно починаючи з першого енергетичного рівня за порядком збільшення енергії рівня та підрівня. Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Це правило називають принципом найменшої енергії:

• В атомі кожний електрон намагається зайняти орбіталь із мінімальним значенням енергії, що відповідає найміцнішому його зв’язку з ядром.

Порівнювати енергії підрівнів слід з урахуванням такого:

• енергія s-підрівня завжди менша за енергію р-підрівня того самого енергетичного рівня, тобто s-підрівень заповнюється електронами раніше за р-підрівень;

• енергія d-підрівня більша навіть за енергію s-підрівня наступного енергетичного рівня.

Порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів можна ілюструвати так:

Якщо підрівень складається з кількох орбіталей та містить більше одного електрона, то за можливості електрони займають вільні орбіталі, а за відсутності вільної утворюють пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Це правило називають правилом Хунда:

• На одному енергетичному підрівні електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.

Електронні та графічні формули атомів s-, p-, d-елементів

Розподіл електронів по орбіталях в атомах s- та р-елементів перших трьох періодів ви вже вивчали у 8 класі. Пригадаємо основні принципи:

• число енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розташований цей хімічний елемент;

• число електронів на зовнішньому енергетичному рівні s- та р-елементів дорівнює номеру групи Періодичної системи, у якій розміщений елемент (за коротким варіантом), окрім Гелію;

• в атомах s-елементів останньою заповнюється електронами орбіталь s-підрівня, в атомів р-елементів — орбіталі р-підрівня тощо.

В атомів Гелію (1 період, VIIIA група, № 2) в електронній оболонці міститься два електрони, які перебувають на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі (s-елемент):

Атоми Літію (2 період, ІА група, № 3) містять три електрони: перший рівень вміщує два електрони, а на другому міститься тільки один електрон на 2s-орбіталі (s-елемент):

В атомів Бору (2 період, ІІІА група, № 5) в електронній оболонці 5 електронів, їх вистачає для заповнення 1s- та 2s-орбіталей, і ще один з’являється на 2р-орбіталі (р-елемент):

В атомів Натрію (3 період, ІА група, № 11) заповнюється три енергетичних рівні, останньою — 3s-орбіталь (s-елемент):

В атомах Аргону (3 період, VIIIA група, № 18) — останнього елемента третього періоду — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі, останнім заповнювався р-підрівень (р-елемент):

В атомах Калію (4 період, ІА група, № 19) заповнюється чотири енергетичних рівні, останньою — 4s-орбіталь (s-елемент). Оскільки енергія 4s-підрівня менша за енергію 3d-підрівня, то остання лишається вільною:

Ферум (4 період, VIIIB група, № 26) розташований приблизно посередині d-елементів 4 періоду, його 3d-підрівень містить 6 електронів:

Для d-елементів електронну формулу атома складають по-різному:

Отже, принципи, що ми розглянули, допоможуть вам зрозуміти будову електронних оболонок майже будь-яких атомів. Ці принципи є універсальними і виконуються для всіх елементів.

Ключова ідея

Головний принцип, що регулює порядок заповнення орбіталей електронами, — принцип найменшої енергії. Згідно з ним, енергетичні підрівні в атомі заповнюються електронами в такому порядку:

Контрольні запитання

13. Скільки електронів може максимально перебувати на: а) одній атомній орбіталі; б) s-підрівні; в) р-підрівні; г) d-підрівні?

14. Дайте визначення принципу найменшої енергії, правила Хунда, принципу Паулі. Схарактеризуйте їхнє значення для визначення розподілу електронів в електронній оболонці атома.

15. Що називають «неспареним електроном», «електронною парою»?

16. Чому перший енергетичний рівень заповнюється раніше за другий?

17. Наведіть порядок заповнення електронами підрівнів для перших чотирьох енергетичних рівнів.

18. Чому в атомах Берилію електрони другого енергетичного рівня перебувають на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?

19. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Натрію; б) Кальцію; в) Брому?

Завдання для засвоєння матеріалу

20. Складіть графічні електронні формули атомів Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію, Силіцію та Феруму. Визначте число електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

21. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких на зовнішньому енергетичному рівні відсутні: а) вільні орбіталі; б) місця для приєднання електронів.

22. Атоми якого хімічного елемента другого періоду містять таке саме число неспарених електронів, як атоми: а) Літію, б) Нітрогену; в) Берилію?

23. Складіть графічні електронні формули атомів: а) Нітрогену і Фосфору; б) Оксигену і Сульфуру; в) Флуору і Хлору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?

24. В атомах яких хімічних елементів заповнюється електронами: а) 2s-підрівень; б) 2р-підрівень; в) 3s-підрівень; г) 3р-підрівень; д) 4s-підрівень; е) 3d-підрівень?

25. Визначте елемент за електронною формулою зовнішнього енергетичного рівня його атомів: а) 1s 2 ; б) 2s 1 ; в) 2s 2 2p 3 ; г) 3s 2 3p 4 ; д) 4s 2 ; е) 3d 6 4s 2 .

26. Атоми якого елемента третього періоду містять найбільше: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?

27. Який енергетичний підрівень заповнюється останнім: а) у s-елементів четвертого періоду; б) р-елементів третього періоду; в) s-елементів третього періоду; г) p-елементів другого періоду; д) d-елементів четвертого періоду?

§ 6. Склад атомів: ядро та електрони

Вам уже відомо, що всі речовини складаються з атомів, молекул або йонів. Своєю чергою, молекули та йони утворюються з атомів.

Тривалий час уважали, що атом неможливо розділити на дрібніші частинки. До початку XX століття була відома лише одна кількісна характеристика атомів — відносна атомна маса, саме її було взято за основу класифікації хімічних елементів. Однак, використовуючи лише масу атомів, не можна пояснити причини періодичності зміни їх властивостей. Було не зрозуміло, чому атоми з близькими масами, наприклад Алюміній і Силіцій, істотно відрізняються за властивостями, тимчасом як атоми з різними масами можуть мати подібні властивості. Отже, для характеристики атомів знання лише їх маси не достатньо. Усе це налаштовувало науковців на думку про те, що атом має складну будову. На початку XX століття було висловлено багато гіпотез щодо моделі внутрішньої будови атома, деякі з яких подані на малюнку 6.1.

Мал. 6.1. а — «кексова» модель атома Вільяма Томсона (1902), який уявляв атом як згусток позитивно зарядженої матерії, де рівномірно розподілені електрони, наче родзинки в кексі; б — «кексова» модель, удосконалена Джозефом Джоном Томпсоном (1904), у якій електрони розміщені в одній площині й утворюють концентричні кільця; в — модель атома Хантаро Нагаока (1904), який припустив, що атом схожий на планету Сатурн: половину об’єму займає позитивно заряджена куля, навколо якої супутники-електрони утворюють кільце

Найбільших успіхів у дослідженні атома досяг англійський науковець Ернест Резерфорд. 1909 року він здійснив експеримент, у якому бомбардував золоту фольгу позитивно зарядженими альфа-частинками. Більшість із них, проходячи крізь фольгу, не відхилялися від початкового напрямку, деякі трохи відхилялися, а невелика кількість альфа-частинок значно змінювали траєкторію й іноді навіть летіла у зворотному напрямку. Резерфорд писав, що це було так дивно, ніби ви вистрілюєте з гармати в аркуш паперу, а гарматне ядро відштовхується від нього й летить назад вам у чоло.

Ернест Резерфорд

Англійський фізик, лауреат Нобелівської премії з хімії 1908 року. Народився в родині колісного майстра. Працював у Кембриджі, у лабораторії Кавендіша під керівництвом Томсона. Є засновником нового напрямку науки — ядерної фізики. Створив учення про радіоактивність та будову атома. Запропонував нову теорію будови атома, яка сьогодні є загальновизнаною. Цим він спростував ідею про неподільність атома й приголомшив увесь світ ідеєю, що всі тіла є здебільшого порожнім простором, у якому рухаються крихітні частинки. Здійснив першу штучну ядерну реакцію й продемонстрував можливості використання ядерної енергії. Передбачив існування нейтрона.

Результати цього експерименту суперечили популярним на той час моделям атомів. Якби «кексова» модель атома відповідала дійсності, то альфа-частинки мали б вільно проходити крізь атоми золотої фольги (мал. 6.2). Оскільки альфа-частинки заряджені позитивно, то для того, щоб відштовхнутися від фольги, вони мають стикатися з іншими позитивно зарядженими частинками у складі атомів, які утворюють золоту фольгу. Ґрунтуючись на результатах свого експерименту, Резерфорд довів, що позитивний заряд в атомі зосереджений у центрі атома в дуже невеликому об’ємі, який він назвав ядром. У ході експерименту чим ближче до ядра пролітали альфа-частинки, тим сильніше викривлялася їхня траєкторія, а частинки, що влучили прямо в ядро, відштовхувалися від нього й летіли назад (мал. 6.3).

Мал. 6.2. Якби атоми фольги відповідали «кексовій» моделі, то альфа-частинки без опору проходили б крізь пластинку

Мал. 6.3. Зміна траєкторії альфа-частинок пов’язана з відштовхуванням від позитивно зарядженого ядра

Резерфорд запропонував свою — планетарну — модель будови атома, якою з невеликими змінами ми користуємося до сьогодні (мал. 6.4). Згідно з цією моделлю, весь позитивний заряд атома зосереджений у центрі — ядрі,— яке оточене негативно зарядженими електронами. Електрони рухаються навколо ядра певними орбітами, наче планети навколо Сонця.

Мал. 6.4. Планетарна модель будови атома, запропонована Резерфордом

Атом — це електронейтральна, хімічно неподільна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра й негативно заряджених електронів.

Модель атома Резерфорда, без сумніву, найбільше відповідала справжній будові атома, але й вона мала суттєве протиріччя: відповідно до відомих тоді законів фізики, електрон, якщо він обертається навколо ядра, має безперервно випромінювати енергію і з часом упасти на ядро. Модель атома Резерфорда вдосконалив данський фізик Нільс Бор. Він стверджував, що електрони можуть обертатися не на будь-якій орбіті, а лише на визначених відстанях від ядра, утворюючи концентричні сфери з електронів. Тому іноді планетарну модель атома називають моделлю Бора-Резерфорда.

Склад атомів

Отже, атоми складаються з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Електричний заряд електрона називають елементарним, оскільки він найменший з усіх відомих зарядів і тому його абсолютну величину приймають за одиницю вимірювання. Саме в цих умовних одиницях зазвичай указують заряди всіх частинок: електронів, протонів, ядер, йонів тощо. Заряд самого електрона приймають за -1 (табл. 3, с. 28).

Електрон — найлегша з відомих елементарних частинок. Його маса становить 9,1 • 10 – 28 г — це в 1837 разів менше за масу найлегшого з атомів — атома Гідрогену. Часто в розрахунках масою електрона нехтують (уважають такою, що дорівнює нулю).

Таблиця 3. Частинки, з яких складається атом

Після визначення будови атома було з’ясовано, що ядро атома також має складну будову. Воно складається із частинок двох видів — протонів і нейтронів (мал. 6.5). Протони й нейтрони називають нуклонами. Протони є позитивно зарядженими частинками із зарядом +1, а нейтрони не мають заряду (табл. 3). Це означає, що весь позитивний заряд ядра визначається лише протонами — їх кількість дорівнює заряду ядра:

кількість протонів у ядрі чисельно дорівнює заряду ядра

Будь-який атом є електронейтральним, тож кількість протонів із зарядом +1 завжди дорівнює кількості електронів із зарядом -1:

кількість протонів у ядрі = кількість електронів в електронній оболонці

Ядро — найважча частина атома: його маса становить близько 99,97% від маси атома і визначається кількістю протонів і нейтронів у ядрі. Маси протона й нейтрона майже однакові і приблизно дорівнюють 1 а. о. м. Отже,

відносна атомна маса ≈ масове число = кількість протонів + кількість нейтронів

Приклад. Ядро атома містить 5 протонів та 5 нейтронів.

1. Визначимо заряд ядра та кількість електронів в атомі:

кількість протонів у ядрі = 5 → заряд ядра = +5 → кількість електронів = 5

Мал. 6.5. Склад атома

І хоча саме в ядрі зосереджена вся маса атома, проте розміри ядра надзвичайно малі: його радіус приблизно в сто тисяч разів менший за радіус атома (мал. 6.5). Уявіть: якщо розмір ядра збільшити до розміру звичайного яблука, то сам атом буде розміром із земну кулю.

Порядковий номер хімічного елемента

В усіх атомів одного хімічного елемента кількість протонів завжди однакова (і дорівнює заряду ядра), а кількість нейтронів може бути різною, тому маса атомів одного елемента також може бути різною. Це означає, що не маса, а саме заряд ядра є основною характеристикою, що відрізняє атоми одного виду від атомів іншого виду. Завдяки цьому на початку XX століття змінилося визначення поняття хімічного елемента.

Хімічний елемент — це різновид атомів з однаковим зарядом ядра.

Подальше вивчення будови атома виявило, що протонів в атомах міститься не довільна кількість, а така, що дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в Періодичній системі хімічних елементів. Отже, і заряд ядра також дорівнює порядковому номеру:

кількість протонів у ядрі = заряд ядра = порядковий номер елемента

Виявилося, що, навіть не здогадуючись про складну будову атомів, Менделєєв під час складання своєї Періодичної системи розташував елементи за порядком збільшення зарядів їх атомних ядер.

• Фізики впевнені, що протони, нейтрони та інші частинки складаються з кварків — справжніх елементарних частинок. Однак науковцям ніяк не вдається виокремити кварки й у такий спосіб остаточно довести їх існування. Тож електрон дотепер уважають елементарною частинкою.

• Ернест Резерфорд проводив дослідження переважно в галузі фізики й одного разу заявив, що всі науки можна розділити на дві групи — на фізику та колекціонування марок. Однак Нобелівську премію Резерфорд здобув саме з хімії, що було несподіваним як для нього, так і для інших учених. Пізніше він зазначив, що з усіх перетворень, які йому вдалося спостерігати, найшвидшим виявилося власне перетворення з фізика на хіміка.

• 1. Загальноприйнятою є планетарна модель будови атомів, згідно з якою атом складається з позитивно зарядженого ядра, навколо якого на певній відстані обертаються негативно заряджені електрони, утворюючи електронну оболонку атома.
• 2. Ядро атома складається з нуклонів: позитивно заряджених протонів та нейтральних нейтронів. Кількість протонів у ядрі певного атома дорівнює порядковому номеру відповідного хімічного елемента в Періодичній системі. Оскільки атом електронейтральний, то кількість протонів у ядрі атома дорівнює кількості електронів в електронній оболонці.

Контрольні запитання

• 1. Схарактеризуйте планетарну модель атома Резерфорда.
• 2. Які частинки містяться у складі: а) атома; б) атомного ядра? Які в них заряд і маса?
• 3. Ядро атома: а) має негативний заряд; б) має позитивний заряд; в) не має заряду.
• 4. Як визначити кількість протонів у ядрі атома: а) за порядковим номером елемента в Періодичній системі; б) за номером періоду; в) за номером групи?
• 5. Які характеристики атома вам відомі? Як їх можна визначити?
• 6. Дайте визначення поняттям «атом» і «хімічний елемент».

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Ядро атома Гелію має заряд +2. Скільки електронів містить атом Гелію?

2. Атом Карбону містить 6 електронів. Чому дорівнює заряд: а) атома Карбону; б) ядра атома Карбону?

3. Визначте кількість протонів у ядрах і заряди атомів: а) Літію; б) Сульфуру; в) Феруму; г) Плюмбуму.

4. Визначте заряд ядра, кількість електронів та масу атома, якщо атомне ядро містить: а) 8 протонів і 9 нейтронів; б) 25 протонів і 30 нейтронів; в) 89 протонів і 117 нейтронів. Назвіть відповідні хімічні елементи.

5*. Опишіть суть експерименту Резерфорда з визначення будови атома. Які результати цього досліду дозволили йому зробити висновки про планетарну будову атома?