Бусад толь бичгүүдээс "атом" гэж юу болохыг хараарай. Атом ямар энгийн бөөмсөөс бүрддэг вэ?

Хими - шинжлэх ухаанбодис, тэдгээрийн бие бие рүүгээ хувирах тухай.

Бодис нь химийн цэвэр бодис юм

Химийн цэвэр бодис гэдэг нь ижил чанарын болон тоон найрлагатай, ижил бүтэцтэй молекулуудын цуглуулга юм.

CH 3 -O-CH 3 -

CH 3 -CH 2 -OH

Молекул - бүх химийн шинж чанартай бодисын хамгийн жижиг хэсгүүд; молекул нь атомуудаас тогтдог.

Атом гэдэг нь химийн хувьд хуваагдашгүй бөөмс бөгөөд үүнээс молекулууд үүсдэг. (Эрхэм хийн хувьд молекул ба атом нь ижил, He, Ar)

Атом гэдэг нь эерэг цэнэгтэй цөмөөс бүрдэх цахилгаан саармаг бөөмс бөгөөд түүний эргэн тойронд сөрөг цэнэгтэй электронууд нь хатуу тодорхойлсон хуулиудын дагуу тархсан байдаг. Түүнээс гадна электронуудын нийт цэнэг нь цөмийн цэнэгтэй тэнцүү байна.

Атомын цөм нь ямар ч цэнэггүй эерэг цэнэгтэй протон (p) ба нейтроноос (n) тогтдог. Нейтрон ба протоны нийтлэг нэр нь нуклон юм. Протон ба нейтроны масс бараг ижил байна.

Электронууд (e -) протоны цэнэгтэй тэнцэх сөрөг цэнэгтэй. e-ийн масс нь протон ба нейтроны массын ойролцоогоор 0.05% байна. Тиймээс атомын бүх масс түүний цөмд төвлөрдөг.

Цөмийн цэнэгтэй тэнцэх атом дахь p тоог серийн дугаар (Z) гэж нэрлэдэг, учир нь атом нь цахилгаан саармаг, e тоо нь p тоотой тэнцүү байна.

Атомын массын тоо (A) нь цөм дэх протон ба нейтронуудын нийлбэр юм. Үүний дагуу атом дахь нейтроны тоо нь A ба Z (атомын массын тоо ба атомын дугаар) хоорондын зөрүүтэй тэнцүү байна (N=A-Z).

17 35 Cl р=17, N=18, Z=17. 17р + , 18n 0 , 17е - .

Нуклонууд

Атомын химийн шинж чанарыг тэдгээрийн электрон бүтцээр (электронуудын тоо) тодорхойлдог бөгөөд энэ нь атомын тоо (цөмийн цэнэг) -тэй тэнцүү байна. Иймээс ижил цөмийн цэнэгтэй бүх атомууд химийн хувьд ижилхэн ажиллаж, ижил атомууд гэж тооцогдоно. химийн элемент.

Химийн элемент гэдэг нь ижил цөмийн цэнэгтэй атомуудын цуглуулга юм. (110 химийн элемент).

Ижил цөмийн цэнэгтэй атомууд нь массын тоогоор ялгаатай байж болох бөгөөд энэ нь тэдний цөм дэх өөр өөр тооны нейтронтой холбоотой байдаг.

Ижил Z боловч өөр өөр масстай атомуудыг изотоп гэж нэрлэдэг.

17 35 Кл 17 37 Кл

Устөрөгчийн H изотопууд:

Зориулалт: 1 1 N 1 2 D 1 3 T

Нэр: протиум дейтерий тритий

Үндсэн найрлага: 1р 1р+1н 1р+2н

Протиум ба дейтерий тогтвортой байна

Тритиум задрал (цацраг идэвхт) Устөрөгчийн бөмбөгөнд ашигладаг.

Атомын массын нэгж. Авогадрогийн дугаар. Мол.

Атом ба молекулуудын масс нь маш бага (ойролцоогоор 10-28-аас 10-24 гр); эдгээр массыг бодитоор харуулахын тулд өөрийн хэмжилтийн нэгжийг нэвтрүүлэх нь зүйтэй бөгөөд энэ нь тохиромжтой бөгөөд танил масштабтай болно.

Атомын масс нь бараг ижил масстай протон, нейтроноос бүрдэх цөмд төвлөрдөг тул нэг нуклонын массыг атомын массын нэгж болгон авах нь логик юм.

Цөмийн тэгш хэмтэй бүтэцтэй (6p+6n) нүүрстөрөгчийн изотопын арван хоёрны нэгийг атом, молекулын массын нэгж болгон авахаар тохиролцсон. Энэ нэгжийг атомын массын нэгж (аму) гэж нэрлэдэг бөгөөд энэ нь тоон хувьд нэг нуклонын масстай тэнцүү юм. Энэ масштабаар атомын масс нь бүхэл тоон утгатай ойролцоо байна: He-4; Аль-27; Ra-226 a.u.m……

1 амугийн массыг граммаар тооцоолъё.

1/12 (12 С) = =1.66*10 -24 г/а.м

1г-д хэдэн аму агуулагддагийг тооцоолъё.

Н А = 6.02 *-Авогадрогийн тоо

Үр дүнгийн харьцааг Авогадрогийн тоо гэж нэрлэдэг бөгөөд 1 г-д хичнээн аму агуулагдаж байгааг харуулдаг.

Үелэх системд өгөгдсөн атомын массыг амугаар илэрхийлнэ

Молекулын масс нь амугаар илэрхийлэгдсэн молекулын масс бөгөөд тухайн молекулыг бүрдүүлэгч бүх атомын массын нийлбэрээр олддог.

m(1 молекул H 2 SO 4)= 1*2+32*1+16*4= 98 a.u.

Химид практикт хэрэглэгдэж байсан ам.м-ээс 1г-д шилжихийн тулд бодисын хэмжээг тооцоолох хэсгийг нэвтрүүлсэн бөгөөд хэсэг бүр нь N A тоог агуулсан болно. бүтцийн нэгжүүд(атом, молекул, ион, электрон). Энэ тохиолдолд граммаар илэрхийлсэн 1 моль гэж нэрлэгддэг ийм хэсгийн масс нь амугаар илэрхийлэгдсэн атом эсвэл молекулын масстай тоон хувьд тэнцүү байна.

1 моль H 2 SO 4-ийн массыг олъё.

M(1 моль H 2 SO 4)=

98a.u.m*1.66**6.02*=

Таны харж байгаагаар молекул ба молийн масс нь тоон хувьд тэнцүү байна.

1 мэнгэ– Авогадро тооны бүтцийн нэгж (атом, молекул, ион) агуулсан бодисын хэмжээ.

Молекул жин(М)- граммаар илэрхийлсэн 1 моль бодисын масс.

Бодисын хэмжээ - V (моль); бодисын масс m(г); молийн масс М(г/моль) - хамаарлаар хамааралтай: V=;

2H 2 O+ O 2 2H 2 O

2 мэнгэ 1 мэнгэ

2.Химийн үндсэн хуулиуд

Бодисын найрлагын тогтвортой байдлын хууль - химийн цэвэр бодис нь бэлтгэх аргаас үл хамааран үргэлж чанарын болон тоон найрлагатай байдаг.

CH3+2O2=CO2+2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O

Тогтмол найрлагатай бодисыг дальтонит гэж нэрлэдэг. Үл хамаарах зүйл бол өөрчлөгдөөгүй найрлагатай бодисууд байдаг - бертолит (оксид, карбид, нитрид)

Масс хадгалагдах хууль (Ломоносов) - урвалд орж буй бодисын масс нь урвалын бүтээгдэхүүний масстай үргэлж тэнцүү байдаг. Үүнээс үзэхэд атомууд урвалын явцад алга болдоггүй бөгөөд үүсдэггүй, нэг бодисоос нөгөөд шилждэг. Энэ нь химийн урвалын тэгшитгэлийн коэффициентийг сонгох үндэс суурь бөгөөд тэгшитгэлийн зүүн ба баруун талд байгаа элемент бүрийн атомын тоо тэнцүү байх ёстой.

Эквивалентийн хууль - химийн урвалд бодисууд урвалд орж, түүнтэй тэнцүү хэмжээгээр үүсдэг (Нэг бодисыг хэдэн эквивалент хэрэглэж, яг ижил тооны эквивалентийг өөр бодис хэрэглэж эсвэл үүсгэдэг).

Эквивалент гэдэг нь урвалын явцад нэг моль Н атом (ион) нэмэх, солих, ялгаруулах бодисын хэмжээг хэлнэ.Грамаар илэрхийлсэн эквивалент массыг эквивалент масс (E) гэнэ.

Хийн тухай хууль

Далтоны хууль - хийн хольцын нийт даралт нь хийн хольцын бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хэсэгчилсэн даралтын нийлбэртэй тэнцүү байна.

Авогадрогийн хууль: Ижил нөхцөлд ижил хэмжээтэй өөр өөр хий нь тэнцүү тооны молекулыг агуулна.

Үр дагавар: хэвийн нөхцөлд (t=0 градус буюу 273К ба P=1 атмосфер буюу 101255 Паскаль буюу 760 мм м.у.б. Кол.) аливаа хийн нэг моль V=22.4 литр эзэлдэг.

Нэг моль хий эзэлдэг V-г молийн эзэлхүүн Vm гэнэ.

Өгөгдсөн нөхцөлд хий (хийн хольц) ба Vm-ийн эзэлхүүнийг мэдэхийн тулд хий (хийн хольц) =V/Vm-ийн хэмжээг тооцоолоход хялбар байдаг.

Менделеев-Клапейроны тэгшитгэл нь хийн хэмжээг олсон нөхцөлтэй нь холбодог. pV=(m/M)*RT= *RT

Энэ тэгшитгэлийг ашиглах үед бүх физик хэмжигдэхүүнийг SI-д илэрхийлэх ёстой: p-хийн даралт (паскаль), V-хийн эзэлхүүн (литр), m-хийн масс (кг), М-молийн масс (кг/моль), Т- үнэмлэхүй хуваарийн температур (K), хийн Nu-хэмжээ (моль), R-хийн тогтмол = 8.31 Ж/(моль*К).

D - нэг хийн нөгөөтэй харьцуулахад харьцангуй нягтрал - стандарт болгон сонгосон M хий ба M хийн харьцаа нь нэг хий нөгөөгөөсөө хэдэн удаа хүнд болохыг харуулдаг D = M1 / ​​M2.

Холимог бодисын найрлагыг илэрхийлэх арга.

Массын фракц W - бодисын массыг нийт хольцын масстай харьцуулсан харьцаа W=((м хольц)/(м уусмал))*100%

Молийн фракц æ нь бодисын тоог бүх бодисын нийт тоонд харьцуулсан харьцаа юм. холимогт.

Байгалийн ихэнх химийн элементүүд нь янз бүрийн изотопуудын холимог хэлбэрээр байдаг; Молийн фракцаар илэрхийлэгдсэн химийн элементийн изотопын найрлагыг мэдэж, энэ элементийн атомын массын жигнэсэн дундаж утгыг тооцоолж, үүнийг ISHE болгон хувиргадаг. А= Σ (æi*Аi)= æ1*А1+ æ2*А2+…+ æn*Аn, энд æi нь i-р изотопын моль хэсэг, Аi нь i-р изотопын атомын масс юм.

Эзлэхүүний фракц (φ) нь Vi-ийн бүх хольцын эзэлхүүний харьцаа юм. φi=Vi/VΣ

Хийн хольцын эзэлхүүний найрлагыг мэдэж, хийн хольцын Мавыг тооцоолно. Мср= Σ (φi*Mi)= φ1*М1+ φ2*М2+…+ φn*Мn

АТОМ

(Грек хэлнээс атомос - хуваагдашгүй), химийн бодисын хамгийн жижиг тоосонцор. элемент, түүний ариун байдлыг тээгч. Хими бүр. элемент нь тодорхой А-ийн олонлогтой тохирч байна. Нэг буюу өөр элементийн A. өөр хоорондоо холбогдож, жишээлбэл, илүү төвөгтэй бөөмсийг үүсгэдэг. молекулууд. Бүх төрлийн химийн бодисууд. задралын улмаас in-in (хатуу, шингэн ба хий). A.-ийн хослолууд хоорондоо. A. чөлөөт нөхцөлд оршин тогтнох боломжтой. төлөв (хий, сийвэн дэх). А.-ийн гэгээнтнүүд, түүний дотор химийн хувьд хамгийн чухал ач холбогдолтой А.-ийн химийн бодис үүсгэх чадвар. холболтууд нь түүний бүтцийн онцлогоор тодорхойлогддог.

Атомын бүтцийн ерөнхий шинж чанар. A. сөрөг цэнэгтэй электронуудын үүлээр хүрээлэгдсэн эерэг цэнэгтэй цөмөөс бүрдэнэ. Атомын хэмжээсүүд нь ерөнхийдөө түүний электрон үүлний хэмжээсээр тодорхойлогддог бөгөөд атомын цөмийн хэмжээтэй харьцуулахад том хэмжээтэй байдаг (атомын шугаман хэмжээс нь ~ 10 ~ 8 см, цөм нь ~ 10" -10" 13 см). A.-ийн электрон үүл нь хатуу тодорхойлогдсон хил хязгааргүй тул A.-ийн хэмжээ гэсэн үг. зэрэг нь нөхцөлт бөгөөд тэдгээрийг тодорхойлох аргаас хамаарна (харна уу. Атомын радиус).Атомын цөм нь цөмийн хүчний нөлөөгөөр хавсаргасан Z протон ба N нейтроноос тогтдог. Цөм нь атом юм).Эерэг протоны цэнэг ба сөрөг. электроны цэнэг үнэмлэхүй утгаараа ижил байна. магнитуд ба e = 1.60*10 -19 С-тэй тэнцүү байна; цахилгаан эрчим хүчгүй. цэнэглэх. Цөмийн цэнэг +Ze - үндсэн. А.-ийн шинж чанар, тодорхой химийн бодист хамаарахыг тодорхойлох. бүрэлдэхүүн. Тогтмол үе дэх элементийн серийн дугаар. үечилсэн систем (атомын дугаар) нь цөм дэх протоны тоотой тэнцүү байна.

Цахилгаан саармаг агаар мандалд үүлэн дэх электронуудын тоо цөм дэх протоны тоотой тэнцүү байна. Гэсэн хэдий ч тодорхой нөхцөлд энэ нь электроноо алдаж эсвэл олж авах боломжтой бөгөөд эргээд эргэлддэг. эерэгээр эсвэл үгүйсгэх. ион, жишээ нь. Li + , Li 2+ эсвэл O - , O 2- . Тодорхой элементийн A.-ийн тухай ярихдаа бид саармаг А. болон тэр элементийг хоёуланг нь хэлнэ.

Атомын масс нь түүний цөмийн массаар тодорхойлогддог; электроны масс (9.109 * 10 -28 г) нь протон эсвэл нейтроны массаас (1.67 * 10 -24 г) ойролцоогоор 1840 дахин бага байдаг тул электронуудын массад электрон оруулах хувь нэмэр бага байна. Протон ба нейтроны нийт тоо A = Z + Nдуудсан массын тоо. Цөмийн массын тоо болон цэнэгийг тус тус зааж өгсөн болно. Элементийн тэмдгийн зүүн талд байгаа дээд тэмдэг, дэд тэмдэг, жишээ нь. 23 11 На. Тодорхой утгатай нэг элементийн атомын төрөл Nname. нуклид. A. ижил Z ба өөр N-тэй ижил элемент. Энэ элементийн изотопууд. Изотопын массын ялгаа нь химийн найрлагад бага нөлөө үзүүлдэг. болон физик Гэгээн Вах. Хамгийн гол нь ялгаа ( изотопын нөлөө) харьцангуй их харьцаатай учраас устөрөгчийн изотопуудад ажиглагдаж байна. энгийн атом (протиум), дейтерий D ба тритий Т-ийн массын ялгаа. A.-ийн массын тодорхой утгыг масс спектрометрийн аргаар тодорхойлно.

Атомын квант төлөвүүд. Жижиг хэмжээтэй, том масстай тул атомын цөмийг ойролцоогоор цэг хэлбэртэй, атомын массын төвд амарч байгаа гэж үзэж болох бөгөөд атомыг хөдөлгөөнгүй төв буюу цөмийг тойрон хөдөлдөг электронуудын систем гэж үзэж болно. . Ийм системийн нийт энерги нь кинетикийн нийлбэртэй тэнцүү байна. бүх электронуудын T энерги ба электронуудыг цөмд татах энерги ба электронуудыг бие биенээсээ харилцан түлхэх энергиэс бүрдэх потенциал энерги U. A. квант механикийн хуулиудад захирагддаг; түүний гол квант системийн шинж чанар - нийт энерги E -салангид цувралын утгуудын зөвхөн нэгийг нь авч болно E 1< Е 2 < Е 3 <> ...; завсарлагатай A. эрчим хүчний үнэ цэнэ байж болохгүй. E-ийн "зөвшөөрөгдсөн" утга бүр нь нэг буюу хэд хэдэн утгатай тохирч байна. хөдөлгөөнгүй (цаг хугацааны хувьд өөрчлөгддөггүй энергитэй) A. Энергийн төлөвүүд нь зөвхөн огцом өөрчлөгдөж болно - A.-ийн квантын шилжилтийн нэг хөдөлгөөнгүй төлөвөөс нөгөөд шилжих замаар. Квант механикийн аргуудыг ашиглан нэг электрон атомын хувьд E-ийг зөв тооцоолох боломжтой - устөрөгч ба устөрөгчтэй төстэй. E = ХhcRZ 2 /n 2 ,>Хаана h-Планкийн тогтмол -гэрлийн хурд, бүхэл тоо n = 1, 2, 3, ... энергийн салангид утгыг тодорхойлж, дууддаг. үндсэн квант тоо; Ридбергийн тогтмол ( hcR = 13.6 эВ). Нэг электрон A.-ийн салангид энергийн түвшинг илэрхийлэхийн тулд f-la-г ашиглахдаа дараах хэлбэрээр бичнэ.

Хаана t e ->электрон масс, -цахилгаан. Тогтмол. Электрон дахь электрон энергийн боломжит "зөвшөөрөгдсөн" утгыг энергийн түвшний диаграмм хэлбэрээр дүрсэлсэн болно - хэвтээ шулуун шугамууд, тэдгээрийн хоорондох зай нь эдгээр энергийн утгуудын зөрүүтэй тохирч байна (Зураг 1). хамгийн их. доод түвшинХамгийн бага боломжит энергитэй харгалзах E 1 гэж нэрлэдэг. үндсэн, бусад бүх хүмүүс - сэтгэл хөдөлсөн. Нэртэй төстэй төлөв (газар болон өдөөгдсөн) нь заасан энергийн түвшинтэй тохирч байна.Өсөх тусам түвшин ойртож, электроны энерги нь А-аас хасагдсан чөлөөт (амарч буй) электронтой харгалзах утгад ойртох үед Е энергитэй А-ийн квант төлөв нь долгионы функцээр бүрэн тодорхойлогддог ба энд r нь цөмтэй харьцуулахад электроны радиус вектор юм.Үйлдэл нь эзэлхүүн дэх электроныг олох магадлалтай тэнцүү байна. dV,өөрөөр хэлбэл, магадлалын нягт ( электрон нягт).Долгионы функцийг Шредингерийн тэгшитгэлээр тодорхойлно =, R нь нийт энергийн оператор (Гамильтон).

Энергитэй хамт цөмийг тойрсон электроны хөдөлгөөн (орбитын хөдөлгөөн) нь тойрог замын өнцгийн моментоор тодорхойлогддог (орбитын механик өнцгийн импульс) M 1; түүний магнитудын квадрат нь тойрог замын квант тоогоор тодорхойлогдсон утгыг авч болно l = 0, 1, 2, ...; , Хаана. Өгөгдсөн ба квант тооны хувьд l нь 0-ээс (ба H 1) хүртэлх утгыг авч болно. Тойрог замын импульсийн тодорхой z тэнхлэгт проекц нь мөн M lz = салангид утгыг авдаг бөгөөд энд m l нь H l-ээс +l(-l,...) хүртэлх салангид утгатай соронзон квант тоо юм. - 1, O, 1, .. . + л), нийт 2л+ 1 утга. A.-д зориулсан Z тэнхлэг нь гадаад байхгүй үед хүчийг дур зоргоороо сонгож, маг. талбай нь талбайн хүч чадлын векторын чиглэлтэй давхцаж байна. Электрон нь мөн өөрийн өнцгийн импульстэй байдаг - эргэхболон холбогдох эргүүлэх соронз. мөч. Дөрвөлжин эргэдэг үслэг эдлэл. мөч М S 2 =S(S>+ + 1) нь S= 1/2 спин квант тоогоор тодорхойлогддог ба энэ моментийн z тэнхлэг дээрх проекцоор тодорхойлогдоно. sz = =- квант тоо s ,>хагас бүхэл тоон утгыг авах s = 1/2 >Тэгээд с=

Цагаан будаа. 1. Устөрөгчийн атомын энергийн түвшний диаграмм (хэвтээ шугам) ба оптик. шилжилт (босоо шугам). Доорх нь устөрөгчийн ялгаралтын атомын спектрийн нэг хэсэг юм - хоёр цуврал спектрийн шугам; Цэгтэй шугам нь электроны шугам, шилжилтийн харилцан хамаарлыг харуулдаг.

Нэг электрон электроны хөдөлгөөнгүй төлөв нь n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тоогоор өвөрмөц онцлогтой. A. устөрөгчийн энерги нь зөвхөн хамаарна П,өгөгдсөн p-тэй түвшин нь l, m l утгуудаар ялгаатай хэд хэдэн төлөвтэй тохирч байна. с. >Өгөгдсөн pi l-тэй төлөвүүдийг ихэвчлэн 1s, 2s, 2p, 3sгэх мэт, тоонууд нь l ба s үсэгний утгыг илэрхийлдэг. p, d, f баЦаашид латин цагаан толгойн үсгээр тэдгээр нь d = 0, 1, 2, 3, ... Шумбагчдын тоотой тохирч байна. Өгөгдсөн pi d-тэй төлөвүүд нь m l ба m s утгын хослолын тоо 2(2l+1)-тэй тэнцүү байна. Шумбагчдын нийт тоо. тогтоосон эрхтэй мужууд , өөрөөр хэлбэл, n = 1, 2, 3, ... утгатай түвшин нь 2, 8, 18, ..., 2n 2 задралтай тохирч байна. квант төлөвүүд. Зөвхөн нэг (нэг долгионы функц) тохирох түвшинг дуудна. доройтдоггүй. Хэрэв түвшин нь хоёр ба түүнээс дээш квант төлөвтэй тохирч байвал түүнийг дуудна. доройтох (харна уу Эрчим хүчний түвшний доройтол).Устөрөгчийн атомуудад энергийн түвшин l ба m l утгуудаар доройтдог; m s-ийн доройтол нь харилцан үйлчлэлийг тооцохгүй бол зөвхөн ойролцоогоор тохиолддог. эргэх соронз соронзтой электроны момент. цахилгаан дахь электроны тойрог замын хөдөлгөөнөөс үүссэн талбар. цөмийн талбай (харна уу Эргэлтийн тойрог замын харилцан үйлчлэл).Энэ нь Кулоны харилцан үйлчлэлтэй харьцуулахад харьцангуй бага боловч харилцан нөхөхөд хүргэдэг тул үндсэндээ чухал ач холбогдолтой юм. энергийн түвшний хуваагдал нь атомын спектрүүд гэж нэрлэгддэг хэлбэрээр илэрдэг. нарийн бүтэц.

Өгөгдсөн n, l, m l-ийн хувьд долгионы функцийн модулийн квадрат нь А дахь электрон үүлний электрон нягтын дундаж тархалтыг тодорхойлно. ялгаа. A. устөрөгчийн квант төлөвүүд нь электрон нягтын тархалтаар бие биенээсээ ихээхэн ялгаатай байдаг (Зураг 2). Тиймээс l = 0 (s-төлөв) үед электрон нягт нь A-ийн төв дэх тэгээс ялгаатай бөгөөд чиглэлээс хамаардаггүй (өөрөөр хэлбэл, энэ нь бөмбөрцөг тэгш хэмтэй); бусад төлөвийн хувьд энэ нь тэгтэй тэнцүү байна. A-ийн төв бөгөөд чиглэлээс хамаарна.

Цагаан будаа. 2. Электрон үүлсийн хэлбэр янз бүрийн нөхцөлустөрөгчийн атом.

Харилцан электростатикийн улмаас олон электрон А. Электронуудын түлхэлт нь тэдний цөмтэй холболтыг ихээхэн бууруулдаг. Жишээлбэл, He + ионоос электрон хийсвэрлэх энерги нь 54.4 эВ, төвийг сахисан He атомд энэ нь хамаагүй бага - 24.6 эВ юм. Илүү хүнд хэлбэрийн хувьд A. гадаад холболт. цөмтэй электронууд бүр ч сул байдаг. Чухал үүрэголон электрон A. нь тодорхой үүрэг гүйцэтгэдэг. солилцооны харилцан үйлчлэл,электроныг ялгах чадваргүй, электрон дуулгавартай байдагтай холбоотой Паули зарчим,Кромын хэлснээр дөрвөн квант тоогоор тодорхойлогддог квант төлөв бүрт нэгээс илүү электрон байж болохгүй. Олон электрон A.-ийн хувьд зөвхөн бүхэл бүтэн A.-ийн квант төлөвийн тухай ярих нь утга учиртай. Гэсэн хэдий ч, ойролцоогоор, гэж нэрлэгддэг. Нэг электронтой ойртохын тулд бие даасан электронуудын квант төлөвийг авч үзэж, нэг электрон төлөв бүрийг (тодорхой тойрог зам,харгалзах функцээр дүрсэлсэн) n, l, m l ба дөрвөн квант тооны олонлогоор тодорхойлно. s .>Өгөгдсөн pi l төлөвт байгаа 2(2l+ 1) электронуудын багц нь электрон бүрхүүл үүсгэдэг (мөн дэд түвшний, дэд бүрхүүл гэж нэрлэдэг); Хэрэв эдгээр бүх төлөвийг электронууд эзэлдэг бол бүрхүүл гэж нэрлэдэг. дүүргэсэн (хаалттай). Нийтлэг байдал ижил n-тэй төлөв боловч өөр l нь электрон давхарга үүсгэдэг (мөн түвшин, бүрхүүл гэж нэрлэдэг). Учир нь n= 1, 2, 3, 4, ... давхаргыг тэмдэглэгээгээр тэмдэглэнэ TO,БИ БОЛ, Н,... Бүрэн дүүрсэн үед бүрхүүл ба давхаргууд дахь электронуудын тоог хүснэгтэд үзүүлэв.

Электрон дахь электроны холболтын хүч, өөрөөр хэлбэл, электроныг электроноос салгахын тулд электронд өгөх ёстой энерги нь n-ийг ихэсгэх тусам буурдаг ба өгөгдсөн хугацаанд. p - sнэмэгдэж l. Нарийн төвөгтэй хөнгөн цагааны бүрхүүл, давхаргыг электронууд дүүргэх дараалал нь түүний электрон тохиргоог, өөрөөр хэлбэл энэ хөнгөн цагаан ба түүний ионуудын газрын (өдөөгдөөгүй) төлөвт байгаа бүрхүүлүүдийн хоорондох электронуудын тархалтыг тодорхойлдог. Энэ дүүргэлтээр u ба /-ийн утга нэмэгдэж буй электронууд дараалан холбогддог. Жишээлбэл, A. азот (Z = 7) ба түүний ионуудын N + , N 2+ , N 3+ , N 4+ , ​​N 5+ ба N 6+-ийн хувьд электрон тохиргоонууд нь: 2 2s 2 2p байна. 3 ; Энэ нь 2 2s 2 2p 2; Энэ нь 2 2s 2 2p; Энэ нь 2 2с 2; 2 2 секунд; 2 нь; Энэ (бүрхүүл бүрийн электроны тоог баруун дээд талд байгаа индексээр зааж өгсөн болно). Ижил тооны электронтой төвийг сахисан А элементүүд нь азотын ионуудтай ижил электрон тохиргоотой байдаг: C, B, Be, Li, He, H (Z = 6, 5, 4, 3, 2, 1). N = 4-ээс эхлэн бүрхүүлийг дүүргэх дараалал өөрчлөгдөнө: илүү том электронууд П,Харин жижиг l нь жижиг, том l-тэй электронуудаас илүү нягт холбогддог (Клечковскийн дүрэм). 4s электронууд 3d электроноос илүү нягт холбогддог ба 4s бүрхүүл эхлээд дүүрч, дараа нь 3d.Бүрхүүлийг дүүргэх үед 3d, 4d, 5dхаргалзах шилжилтийн элементүүдийн бүлгүүдийг олж авсан; дүүргэх үед 4f-болон 5f-бүрхүүл - тус тус. лантанид ба . Бөглөх дараалал нь ихэвчлэн квант тоонуудын өсөн нэмэгдэж буй нийлбэртэй тохирдог (n+l ); хэрэв эдгээр нийлбэр нь хоёр ба түүнээс дээш бүрхүүлийн хувьд тэнцүү бол жижиг бүрхүүлтэй бүрхүүлүүд эхлээд бөглөгдөнө. Дараах үйл явдал явагдана. электрон бүрхүүлийг дүүргэх дараалал:

Хугацаа тус бүрийн хувьд эрхэм хийн электрон тохиргоо, макс. электронуудын тоо, сүүлчийн мөрөнд n + l утгыг харуулна. Гэсэн хэдий ч дүүргэлтийн энэ дарааллаас хазайлт байдаг (бүрхүүл дүүргэх талаар дэлгэрэнгүй мэдээллийг үзнэ үү Химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгт).

A. дахь суурин төлөвүүдийн хооронд боломжтой квант шилжилт.Илүү ихээс шилжих үед өндөр түвшинэнерги E i-ээс бага E k A. энерги ялгаруулж (E i × E k), урвуу шилжилтийн үед түүнийг хүлээн авдаг. Цацрагийн шилжилтийн үед атом нь цахилгаан соронзон квант ялгаруулж эсвэл шингээдэг. цацраг (фотон). Энэ нь A. харилцан үйлчлэлийн үед энерги өгөх эсвэл хүлээн авах үед бас боломжтой. мөргөлдөж буй бусад хэсгүүдтэй (жишээлбэл, хийд) эсвэл удаан хугацаанд холбоотой байдаг (молекул, шингэн ба хатуу бодис). Атомын хийд чөлөөт мөргөлдөөний үр дүнд . A. өөр бөөмстэй бол энэ нь өөр энергийн түвшинд шилжих боломжтой - уян хатан бус мөргөлдөөнийг мэдрэх; уян харимхай мөргөлдөөний үед зөвхөн кинетик утга өөрчлөгддөг. эрчим хүчний постулат. А.-ийн хөдөлгөөн, түүний бүрэн дотоод байдал. E-ийн энерги өөрчлөгдөөгүй хэвээр байна. Уян хатан бус мөргөлдөөнгүй. A. хурдан хөдөлж буй электронтой, энэ нь A. өөрийн кинетикийг өгдөг. энерги, - электрон цохилтоор А.-г өдөөх - А-ийн энергийн түвшинг тодорхойлох аргуудын нэг.

Атомын бүтэц, бодисын шинж чанар.Хими. Гэгээнтнүүдийг гаднах бүтэц нь тодорхойлдог. электронууд харьцангуй сул холбогддог электронуудын электрон бүрхүүлүүд (хэд хэдэн эВ-ээс хэдэн арван эВ хүртэл холбох энерги). Гадаад бүтэц бүрхүүлүүд A. химийн нэг бүлгийн (эсвэл дэд бүлгийн) элементүүд үе үе. системүүд нь ижил төстэй байдаг нь химийн бодисын ижил төстэй байдлыг тодорхойлдог. эдгээр элементүүдийн ариун. Дүүргэх бүрхүүл дэх электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр тэдгээрийн холбох энерги нь дүрмээр нэмэгддэг; хамгийн их. Битүү бүрхүүл дэх электронууд нь холбох энергитэй байдаг. Тиймээс нэг буюу хэд хэдэн хамт А. электронууд хэсэгчлэн дүүрсэн ext. бүрхүүлийг химийн бодист өгнө. r-tions. А., Крымд нэг буюу хэд хэдэн алга болсон. хаалттай гадаад үүсэх электронууд. Бүрхүүл нь ихэвчлэн тэдгээрийг хүлээн авдаг. A. битүү гаднах үнэт хий. хясаа, хамт хэвийн нөхцөлхимийн бодист бүү ор дүүргүүд.

Дотоод бүтэц A. бүрхүүлүүд, электронууд нь илүү нягт холбогддог (холбох энерги 10 2 -10 4 эВ) зөвхөн харилцан үйлчлэлийн үед л илэрдэг. Хурдан бөөмс, өндөр энергитэй фотонуудтай А. Ийм харилцан үйлчлэл Рентген спектрийн шинж чанар, спектр дээрх бөөмсийн (электрон, нейтрон) тархалтыг тодорхойлох (үзнэ үү. дифракцийн аргууд). A.-ийн масс нь түүний физик шинж чанарыг тодорхойлдог. ариун, импульс шиг, кинетик. эрчим хүч. Механик болон холбогдох магнаас. ба цахилгаан A.-ийн цөмийн моментууд тодорхой нарийн физик хүчин зүйлээс хамаардаг. нөлөө (NMR, NQR, спектрийн шугамын хэт нарийн бүтэц, см спектроскопи).

Химийн бодистой харьцуулахад сул электростатик холболт харилцан үйлчлэл хоёр A. нь харилцан туйлшрах чадвараараа илэрдэг - электронуудын цөмтэй харьцуулахад шилжилт хөдөлгөөн, туйлшрал үүсэх. A. хоорондын таталцлын хүч (үзнэ үү Молекул хоорондын харилцан үйлчлэл). A. гадна талдаа туйлширсан. цахилгаан талбайнууд; Үүний үр дүнд энергийн түвшин өөрчлөгдөж, хамгийн чухал нь доройтлын түвшин хуваагддаг (харна уу. Старк эффект).Мөн цахилгааны нөлөөгөөр туйлширч болно. цахилгаан соронзон долгионы талбайнууд цацраг; нь цацрагийн давтамжаас хамаардаг бөгөөд энэ нь туйлшралын А-тай холбоотой бодисын хугарлын илтгэгчийн хамаарлыг тодорхойлдог. Холболтыг хаахоптик Цахилгаантай Гэгээн А. Гэгээн та оптикийн хувьд ялангуяа тод илэрдэг. спектр.

Ext. электронууд A. соронзыг тодорхойлно. sv-va. Дүүргэгдсэн ext-тэй A.-д. түүний соронзон бүрхүүлүүд момент нь нийт өнцгийн импульс (механик момент) шиг тэгтэй тэнцүү байна. A. хэсэгчлэн дүүргэсэн гадна бүрхүүлүүд нь дүрмээр бол байнгын соронзон оронтой байдаг. тэгээс бусад мөчүүд; Ийм бодисууд нь парамагнит шинж чанартай байдаг (харна уу. Парамагнит).Дотор нь. маг. талбайн бүх энергийн түвшин A., үүнд соронзон . мөч нь тэгтэй тэнцүү биш, тэд хуваагдана (харна уу. Zeeman нөлөө).Бүх А. нь диамагнетизмтэй байдаг бөгөөд энэ нь тэдгээрт өдөөгдсөн соронзон үүсэлтэй холбоотой юм. гадны нөлөөн дор байх мөч маг. талбарууд (харна уу диэлектрик).

Холбоотой төлөвт (жишээлбэл, молекулын найрлагад орсон) шинж чанар нь чөлөөт шинж чанараас ялгаатай. А. ихэнх нь өөрчлөлтүүд нь гадаад хүчин зүйлийн нөлөөгөөр тодорхойлогддог шинж чанаруудын дагуу явагддаг. химийн ажилд оролцдог электронууд. харилцаа холбоо; Дотоод электронуудаар тодорхойлогддог ариун шинж чанарууд. бүрхүүлүүд, бараг өөрчлөгдөөгүй хэвээр байж болно. Тухайн атомын орчны тэгш хэмээс хамааран атомын тодорхой шинж чанарууд өөрчлөгдөж болно. Жишээ нь, цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор үүсдэг талст ба нийлмэл нэгдлүүд дэх А.-ийн энергийн түвшинг хуваах явдал юм. эргэн тойрон дахь ионууд эсвэл лигандуудын үүсгэсэн талбайнууд.

Лит.: Karapetyants M. X., Drakin S. I., Бүтэц, 3-р хэвлэл, М., 1978; Shloliekiy E.V., Атомын физик, 7-р хэвлэл, 1-2-р боть, М., 1984. M. A. Еляшевич.

Химийн нэвтэрхий толь бичиг. - М .: Зөвлөлтийн нэвтэрхий толь бичиг. Эд. И.Л.Кнунянц. 1988 .

Бусад толь бичгүүдэд "ATOM" гэж юу болохыг хараарай:

атом- атом ба ... Орос хэлний зөв бичгийн толь бичиг

- (Грекийн атомос, сөрөг хэсгээс., tome, tomos хэлтэс, сегмент). Хязгааргүй жижиг хуваагдашгүй бөөмс, нийлбэр нь ямар ч зүйлийг бүрдүүлдэг физик бие. Орос хэлэнд орсон гадаад үгсийн толь бичиг. Чудинов А.Н., 1910. АТОМ Грек ... Орос хэлний гадаад үгсийн толь бичиг

атом- м атом м. 1. Бодисын хуваагдашгүй хамгийн жижиг бөөмс. Атомууд мөнх байж чадахгүй. Кантемир Байгалийн тухай. Ампер бодисын хуваагдашгүй бөөм (атом) бүр салшгүй хэмжээний цахилгаан агуулдаг гэж үздэг. OZ 1848 56 8 240. Байг... ... Орос хэлний галликизмын түүхэн толь бичиг

АТОМ, орж болох бодисын хамгийн жижиг бөөмс химийн урвал. Бодис бүр өвөрмөц атомтай байдаг. Нэгэн цагт атомыг хуваагдашгүй гэж үздэг байсан ч эерэг цэнэгтэй ЦӨМ,... ... Шинжлэх ухаан, техникийн нэвтэрхий толь бичиг

- (Грек хэлнээс atomos - хуваагдашгүй) хамгийн нарийн атомуудаас (Левкипп, Демокрит, Эпикур) үүссэн сүнсийг оролцуулан орших бүх зүйл бүрддэг материйн хамгийн жижиг хэсгүүд. Атомууд мөнх бөгөөд тэд бий болдоггүй, алга болдоггүй, тогтмол байдаг ... ... Философийн нэвтэрхий толь бичиг

Атом- Атом ♦ Атом Этимологийн хувьд атом нь хуваагдашгүй бөөмс буюу зөвхөн таамаглалаар хуваагддаг бөөмс юм; материйн хуваагдашгүй элемент (атомууд). Демокрит, Эпикур хоёр атомыг энэ утгаар ойлгодог. Үүнийг орчин үеийн эрдэмтэд сайн мэддэг ... ... Спонвиллийн философийн толь бичиг

- (Грекийн atomos хуваагдашгүй) шинж чанараа хадгалсан химийн элементийн хамгийн жижиг бөөмс. Атомын төвд эерэг цэнэгтэй цөм байдаг бөгөөд үүнд атомын бараг бүх масс төвлөрсөн байдаг; электронууд хөдөлж, электрон үүсгэдэг ... Том нэвтэрхий толь бичиг

АТОМ [Францын атом, латинаар atomus, грек хэлнээс?τομος (ουσ?α) - хуваагдашгүй (мөн чанар)], бодисын бөөмс, түүний шинж чанарыг тээгч химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг. Элемент бүрийн атомууд нь бүтэц, шинж чанараараа хувь хүн бөгөөд элементүүдийн химийн тэмдэгээр тодорхойлогддог (жишээлбэл, устөрөгчийн атом - H, төмөр - Fe, мөнгөн ус - Hg, уран - U гэх мэт). Атомууд нь чөлөөт болон холбогдсон төлөвт хоёуланд нь байж болно (Химийн холбоог үзнэ үү). Төрөл бүрийн бодисууд нь бие биетэйгээ атомуудын өөр өөр хослолтой холбоотой юм. Хий, шингэн, хатуу бодисын шинж чанар нь тэдгээрийн бүрдүүлэгч атомын шинж чанараас хамаардаг. Атомын бүх физик, химийн шинж чанарууд нь түүний бүтцээр тодорхойлогддог бөгөөд квант хуульд захирагддаг. (Атомын тухай сургаалын хөгжлийн түүхийг "Атомын физик" нийтлэлээс үзнэ үү.)

Атомын бүтцийн ерөнхий шинж чанар. Атом нь эерэг цахилгаан цэнэгтэй хүнд цөм, түүнийг тойрсон сөрөг цахилгаан цэнэгтэй хөнгөн электронуудаас бүрдэж, атомын электрон бүрхүүлийг бүрдүүлдэг. Атомын хэмжээсүүд нь түүний гаднах электрон бүрхүүлийн хэмжээсээр тодорхойлогддог бөгөөд атомын цөмийн хэмжээстэй харьцуулахад том байдаг. Атом ба цөмийн диаметр, хөндлөн огтлолын талбай, эзэлхүүний онцлог дарааллыг дараахь байдлаар тодорхойлно.

Атом 10 -8 см 10 -16 см 2 10 -24 см 3

Гол 10 -12 см 10 -24 см 2 10 -36 см 3

Атомын электрон бүрхүүлүүд нь тодорхой хил хязгааргүй бөгөөд атомын хэмжээ нь тэдгээрийг тодорхойлох аргуудаас их бага хэмжээгээр хамаардаг.

Цөмийн цэнэг нь атомын гол шинж чанар бөгөөд тодорхой элементэд хамаарахыг тодорхойлдог. Цөмийн цэнэг нь үргэлж эерэг энгийн цахилгаан цэнэгийн бүхэл үржвэр бөгөөд электроны цэнэг -e-тэй үнэмлэхүй утгаараа тэнцүү байна. Цөмийн цэнэг нь +Ze, Z нь атомын дугаар (атомын дугаар). Z= 1, 2, 3,... химийн элементүүдийн үелэх системийн дараалсан элементийн атомуудын хувьд, өөрөөр хэлбэл H, He, Li, ... атомуудын хувьд. Саармаг атомд цэнэгтэй цөм + Ze нийт цэнэгтэй Z электронуудыг барьдаг - Ze. Атом нь электроноо алдаж эсвэл олж авч, эерэг эсвэл сөрөг ион болж болно (k = 1, 2, 3, ... - түүний иончлолын олон талт байдал). Тодорхой элементийн атом нь ихэвчлэн түүний ионуудыг агуулдаг. Бичих үед ионууд нь саармаг атомаас k + ба k - индексээр ялгагдана; жишээлбэл, O нь саармаг хүчилтөрөгчийн атом, O +, O 2+, O 3+, ..., O 8+, O -, O 2- нь түүний эерэг ба сөрөг ионууд юм. Төвийг сахисан атом болон ижил тооны электронтой бусад элементийн ионуудын нэгдэл нь изоэлектроник цуваа үүсгэдэг, жишээлбэл, H, He +, Li 2+, Be 3+,... зэрэг устөрөгчтэй төстэй атомуудын цуваа.

Атомын цөмийн цэнэгийн үржвэрийг е элементар цэнэгийг цөмийн бүтцийн талаархи санаануудын үндсэн дээр тайлбарлав: Z нь цөм дэх протоны тоотой тэнцүү, протоны цэнэг + e байна. . Цөм дэх протон ба нейтроны нийт тоо - атомын масс Z. нэмэгдэх тусам атомын цөмийн масс нь массын тоо А-тай ойролцоогоор пропорциональ байна. Электроны масс (0.91 x 10 -27 г) нь протон эсвэл нейтроны массаас (1.67 x 10 -24 г) хамаагүй бага (ойролцоогоор 1840 дахин) тул атомын массыг голчлон массаар тодорхойлно. түүний цөм.

Өгөгдсөн элементийн атомууд цөмийн массаар ялгаатай байж болно (З протоны тоо тогтмол, A-Z нейтроны тоо өөр байж болно); Ижил элементийн ийм төрлийн атомуудыг изотопууд гэж нэрлэдэг. Цөмийн массын ялгаа нь Z-ээс хамаарах өгөгдсөн атомын электрон бүрхүүлийн бүтэц, атомын шинж чанарт бараг нөлөө үзүүлэхгүй. Устөрөгч (A = 1), дейтерий (A = 2) ба тритий (A) энгийн гэрлийн атомын массын их ялгаанаас болж шинж чанарын хамгийн их ялгаа (изотопын нөлөө) нь устөрөгчийн изотопуудад (Z = 1) олддог. = 3).

Атомын масс нь 1.67 × 10 -24 г (үндсэн изотоп, устөрөгчийн атом, Z = 1, A = 1) -аас ойролцоогоор 4 × 10 -22 г (трансураны элементийн атомын хувьд) хооронд хэлбэлздэг. Атомын массын хамгийн зөв утгыг масс спектроскопийн аргаар тодорхойлж болно. Атомын масс нь цөмийн масс ба электронуудын массын нийлбэртэй яг тэнцүү биш, гэхдээ арай бага - массын согогоор ΔM = W/c 2, W нь атом үүсэх энерги юм. цөм ба электроноос (холбох энерги) c нь гэрлийн хурд юм. Энэ залруулга нь хүнд атомуудын хувьд электрон массын m e дараалалтай байдаг ба хөнгөн атомуудын хувьд энэ нь маш бага (ойролцоогоор 10 -4 м e).

Атомын энерги ба түүний квантчлал. Жижиг хэмжээтэй, том масстай тул атомын цөмийг ойролцоогоор цэг хэлбэртэй, атомын массын төвд амарч байгаа гэж үзэж болно ( нийтлэг төвЦөм ба электронуудын масс нь цөмийн ойролцоо байрладаг бөгөөд атомын массын төвтэй харьцуулахад цөмийн хөдөлгөөний хурд нь электронуудын хөдөлгөөний хурдтай харьцуулахад бага байдаг). Үүний дагуу атомыг e цэнэгтэй N электронууд хөдөлгөөнгүй татах төвийг тойрон хөдөлдөг систем гэж үзэж болно. Атом дахь электронуудын хөдөлгөөн нь хязгаарлагдмал хэмжээгээр явагддаг, өөрөөр хэлбэл энэ нь хоорондоо холбоотой байдаг. Атомын нийт дотоод энерги Е нь бүх электронуудын кинетик энерги T ба боломжит энерги U-ийн нийлбэртэй тэнцүү байна - тэдгээрийн цөмд татагдах ба бие биенээсээ түлхэх энерги.

1913 онд Нильс Борын дэвшүүлсэн атомын онолын дагуу устөрөгчийн атомд -e цэнэгтэй нэг электрон +e цэнэгтэй хөдөлгөөнгүй төвийг тойрон хөдөлдөг. Сонгодог механикийн дагуу ийм электроны кинетик энерги нь тэнцүү байна

Энд v нь хурд, p = m e v нь электроны импульс (момент) юм. Потенциал энерги (цөмд электроныг татах Кулоны энерги хүртэл буурсан) тэнцүү байна.

ба зөвхөн электроны цөмөөс r зайнаас хамаарна. Графикийн хувьд U(r) функц нь r багасах тусам, өөрөөр хэлбэл электрон цөмд ойртох тусам хязгааргүй буурах муруйгаар дүрслэгддэг. r→∞ дээрх U(r) утгыг тэг гэж авна. Нийт энергийн сөрөг утгатай үед E = T + U< 0 движение электрона является связанным: оно ограничено в пространстве значениями r=r мaкc . При положительных значениях полной энергии Е = Т + U >0 бол электроны хөдөлгөөн чөлөөтэй - энэ нь ионжуулсан устөрөгчийн атом Н + -тэй тохирч байгаа E = T = (1/2)m e v 2 энергитэйгээр хязгааргүйд хүрч чадна. Тиймээс төвийг сахисан устөрөгчийн атом нь цахилгаан статикаар холбогдсон цөм ба электроны Е энергитэй систем юм< 0.

Е атомын нийт дотоод энерги нь түүний квант системийн гол шинж чанар юм (Квантын механикийг үзнэ үү). Атом нь зөвхөн тодорхой энергитэй - хөдөлгөөнгүй (цаг хугацааны хувьд өөрчлөгддөггүй) төлөвт удаан хугацаагаар үлдэж чадна. Холбоотой бичил хэсгүүдээс (атомыг оруулаад) тогтсон квант системийн дотоод энерги нь салангид (тасралтгүй) цуврал утгуудын аль нэгийг авч болно.

Эдгээр "зөвшөөрөгдсөн" эрчим хүчний үнэ цэнэ тус бүр нь нэг буюу хэд хэдэн суурин квант төлөвтэй тохирч байна. Систем нь завсрын энергийн утгатай байж болохгүй (жишээлбэл, E 1 ба E 2, E 2 ба E 3 гэх мэт); ийм системийг квант энергитэй гэж нэрлэдэг. E-ийн аливаа өөрчлөлт нь системийн нэг суурин квант төлөвөөс нөгөөд шилжих квант (үсрэх) шилжилттэй холбоотой (доороос үзнэ үү).

Атомын энергийн боломжит дискрет утгыг (3) янз бүрийн өндөрт (өөр өөр түвшинд) дээш өргөгдсөн биеийн боломжит энергитэй зүйрлэн графикаар дүрсэлж, энерги тус бүрийг энергийн түвшний диаграм хэлбэрээр дүрсэлж болно. утга нь E i, i= 1 , 2, 3, ... өндөрт зурсан шулуун шугамтай тохирч байна (Зураг 1). Атомын боломжит хамгийн бага энергитэй тохирох хамгийн доод түвшний E 1-ийг газрын түвшин гэж нэрлэдэг ба бусад бүх (E i >E 1), i = 2, 3, 4, ...) -ийг өдөөх, Учир нь тэдгээрт шилжихийн тулд (газар дээрээс харгалзах хөдөлгөөнгүй өдөөгдсөн төлөвт шилжих) системийг өдөөх шаардлагатай - түүнд гаднаас E i -E 1 энерги өгөх хэрэгтэй.

Атомын энергийн квантчлал нь электронуудын долгионы шинж чанарын үр дагавар юм. Долгион бөөмийн хоёрдмол байдлын зарчмын дагуу v хурдтай m масстай бичил бөөмийн хөдөлгөөн нь λ = h/mv долгионы урттай тохирч байгаа бөгөөд h нь Планкийн тогтмол юм. Атом дахь электроны хувьд λ нь 10-8 см-ийн дараалалтай, өөрөөр хэлбэл атомын шугаман хэмжээсийн дараалалтай байх ба атом дахь электроны долгионы шинж чанарыг харгалзан үзэх шаардлагатай. Атом дахь электроны холбогдох хөдөлгөөн нь байнгын долгионтой төстэй бөгөөд үүнийг траекторийн дагуух материаллаг цэгийн хөдөлгөөн гэж бус харин нарийн төвөгтэй долгионы процесс гэж үзэх нь зүйтэй. Хязгаарлагдмал эзэлхүүнтэй байнгын долгионы хувьд зөвхөн λ долгионы уртын тодорхой утгууд (мөн хэлбэлзлийн давтамж v) боломжтой байдаг. Квант механикийн дагуу атомын энерги нь v-тэй E = hν харьцаагаар хамааралтай тул зөвхөн тодорхой утгыг авч болно. Орон зайд хязгаарлагдахгүй бичил бөөмийн чөлөөт хөрвүүлэлтийн хөдөлгөөн, жишээлбэл, атомаас тусгаарлагдсан электроны хөдөлгөөн (E> 0 энергитэй) нь хязгааргүй эзэлхүүн дэх аялагч долгионы тархалттай төстэй бөгөөд үүнд ямар нэгэн λ (ба v) утгууд боломжтой. Ийм чөлөөт бичил бөөмийн энерги нь ямар ч утгыг авч болно (энэ нь квантлагдаагүй, тасралтгүй энергийн спектртэй байдаг). Энэ тасралтгүй дараалал нь ионжуулсан атомтай тохирч байна. E ∞ = 0 утга нь иончлолын хил хязгаартай тохирч байна; ялгаа E ∞ -E 1 = E ионыг иончлолын энерги гэж нэрлэдэг (Иончлолын боломжит өгүүллийг үзнэ үү); устөрөгчийн атомын хувьд 13.6 эВ байна.

Электрон нягтын тархалт. Тухайн үед атом дахь электроны яг тодорхой байрлал нь харилцаанд тодорхойгүй байгаа тул тодорхойлох боломжгүй юм. Атом дахь электроны төлөвийг долгионы функцээр тодорхойлдог бөгөөд энэ нь координатаас тодорхой хэмжээгээр хамаардаг; Долгионы функцийн модулийн квадрат нь орон зайн өгөгдсөн цэгээс электрон олох магадлалын нягтыг тодорхойлдог. Долгионы функц нь Шредингерийн тэгшитгэлийн шийдэл юм.

Тиймээс атом дахь электроны төлөвийг тодорхой нягтралтай орон зайд цахилгаан цэнэгийн хуваарилалт - электрон нягтын хуваарилалтаар тодорхойлж болно. Электронууд яг л сансар огторгуйд "түрхэгдэж", "электрон үүл" үүсгэдэг. Энэ загвар нь атом дахь электронуудыг хатуу тодорхойлогдсон тойрог замд (Борын атомын онолоор) хөдөлдөг цэгийн электрон загвараас илүү зөв тодорхойлдог. Үүний зэрэгцээ ийм Бор тойрог зам бүр нь тодорхой электрон нягтын хуваарилалттай холбоотой байж болно. Газрын энергийн түвшний E 1-ийн хувьд электрон нягтрал нь цөмийн ойролцоо төвлөрдөг; өдөөгдсөн энергийн E 2, E 3, E 4 түвшний хувьд ... энэ нь цөмөөс өсөн нэмэгдэж буй дундаж зайд тархдаг. Олон электрон атомын хувьд электронууд нь янз бүрийн зайд цөмийг хүрээлдэг бүрхүүлд хуваагддаг бөгөөд тодорхой электрон нягтын хуваарилалтаар тодорхойлогддог. Гаднах бүрхүүл дэх электрон ба цөмийн хоорондох холбоо нь дотоод бүрхүүлээс бага бөгөөд хамгийн сул электронууд нь хамгийн том хэмжээстэй хамгийн гадна талын бүрхүүлд холбогддог.

Электрон спин ба цөмийн эргэлтийн тооцоо. Атомын онолын хувьд электроны эргэлтийг харгалзан үзэх нь маш чухал юм - өөрийн (ээрэх) өнцгийн импульс нь харааны үүднээс авч үзвэл электроны өөрийн тэнхлэгийг тойрон эргэхтэй тохирч байна ( хэрэв электроныг жижиг хэмжээтэй бөөм гэж үзвэл). Электроны эргэлт нь зуун дотоод (эргэх) соронзон моменттэй холбоотой байдаг. Тиймээс атомд цахилгаан статик харилцан үйлчлэлийн зэрэгцээ эргэлтийн соронзон моментоор тодорхойлогддог соронзон харилцан үйлчлэл ба цөмийн эргэн тойрон дахь электрон хөдөлгөөнтэй холбоотой тойрог замын соронзон моментийг харгалзан үзэх шаардлагатай; соронзон харилцан үйлчлэл нь электростатиктай харьцуулахад бага байдаг. Спингийн хамгийн чухал нөлөө нь олон электрон атомуудад байдаг: атомын электрон бүрхүүлийг тодорхой тооны электроноор дүүргэх нь электронуудын эргэлтээс хамаарна.

Атом дахь цөм нь мөн өөрийн гэсэн механик моменттэй байж болно - цөмийн эргэлт нь электроноос хэдэн зуу, мянга дахин бага цөмийн соронзон моменттэй холбоотой байдаг. Спин байгаа нь цөм ба электронуудын хооронд нэмэлт, маш жижиг харилцан үйлчлэлд хүргэдэг (доороос үзнэ үү).

Устөрөгчийн атомын квант төлөвүүд. Хамгийн чухал үүрэг квант онолатомыг +Ze цэнэгтэй цөм ба -e цэнэгтэй электроноос бүрдэх хамгийн энгийн нэг электрон атомын онол, өөрөөр хэлбэл устөрөгчийн атом Н ба устөрөгчтэй төстэй ионуудын He +, Li 2 онол тоглодог. +, Be 3+,..., ихэвчлэн устөрөгчийн атомын онол гэж нэрлэдэг. Квант механикийн аргуудыг ашиглан үнэн зөвийг олж авах боломжтой бүрэн тайлбарнэг электрон атом дахь электроны төлөв. Олон электрон атомын асуудлыг зөвхөн ойролцоогоор шийдэж болно; энэ тохиолдолд тэд нэг электрон атомын асуудлыг шийдэх үр дүнгээс гарна.

Харьцангуй бус ойролцоолсон нэг электрон атомын энерги (электрон спинийг тооцохгүйгээр) тэнцүү байна.

n = 1, 2, 3, ... бүхэл тоо нь боломжит дискрет энергийн утгууд - энергийн түвшинг тодорхойлдог бөгөөд үндсэн квант тоо гэж нэрлэгддэг R нь 13.6 эВ-тэй тэнцүү Rydberg тогтмол юм. Атомын энергийн түвшин n = ∞-д харгалзах E ∞ = 0 иончлолын хил хязгаарт нийлдэг (конденсац). Устөрөгчтэй төстэй ионуудын хувьд зөвхөн эрчим хүчний утгын хуваарь өөрчлөгддөг (Z 2 дахин). Устөрөгчтэй төстэй атомын иончлох энерги (электрон холбох энерги) нь (eV)

Энэ нь H, He +, Li 2+, ... утгыг өгдөг: 13.6 эВ, 54.4 эВ, 122.4 эВ, ....

Үндсэн томьёо (4) нь +Ze цэнэгтэй цөмийн цахилгаан орон дахь электроны потенциал энергийн U(r) = -Ze 2 /r илэрхийлэлтэй тохирч байна. Энэ томьёог анх Н.Бор r радиустай тойрог тойрог замд байгаа цөмийг тойрон электроны хөдөлгөөнийг авч үзсэний үндсэн дээр гаргаж авсан бөгөөд ийм системийн Шредингерийн тэгшитгэлийн яг шийдэл юм. Эрчим хүчний түвшин (4) нь радиусын тойрог замд тохирно

a 0 = 0.529·10 -8 см = = 0.529 А тогтмол нь түүний газрын түвшинд тохирсон устөрөгчийн атомын эхний тойрог замын радиус (энэ Бор радиусыг атомын физикт уртыг хэмжих тохиромжтой нэгж болгон ихэвчлэн ашигладаг. ). Орбитуудын радиус нь үндсэн квант тоо n 2-ын квадраттай пропорциональ ба Z-тэй урвуу пропорциональ; устөрөгчтэй төстэй ионуудын хувьд шугаман хэмжээ нь устөрөгчийн атомтай харьцуулахад Z дахин багасдаг. Электроны эргэлтийг харгалзан устөрөгчийн атомын харьцангуй тодорхойлолтыг Диракийн тэгшитгэлээр өгсөн болно.

Квант механикийн дагуу устөрөгчийн атомын төлөвийг дөрвөн физик хэмжигдэхүүний дискрет утгуудаар бүрэн тодорхойлдог: энерги E; тойрог замын импульс M l (цөмтэй харьцуулахад электроны момент); дур мэдэн сонгосон чиглэл рүү тойрог замын импульсийн төсөөлөл M lz z; проекцууд эргэх моментийн M sz (электронын дотоод өнцгийн импульс M s). Эдгээр физик хэмжигдэхүүний боломжит утгууд нь эргээд n, l, m l, m s квант тоогоор тодорхойлогддог. Ойролцоогоор устөрөгчийн атомын энергийг (4) томъёогоор тайлбарлахдаа зөвхөн 1, 2, 3, ... гэсэн бүхэл утгыг авдаг үндсэн квант тоогоор тодорхойлно. Өгөгдсөн n-тэй энергийн түвшин нь тойрог замын (азимутын) квант тооны l = 0, 1, ..., n-1 утгуудын утгуудаас ялгаатай хэд хэдэн төлөвтэй тохирч байна. Өгөгдсөн n ба l утгатай мужуудыг ихэвчлэн 1s, 2s, 2р, 3s, ... гэж тэмдэглэдэг бөгөөд тоонууд нь n-ийн утгыг, s, р, d, f үсэг (цаашид Латин хэлээр) гэсэн үг юм. цагаан толгой) - тус тусын утгууд l = 0, 1, 2, 3. Өгөгдсөн n ба l-ийн хувьд өөр өөр төлөвийн тоо 2(2l + 1) -тэй тэнцүү байна - утгуудын хослолын тоо. соронзон тойрог замын квант тоо m l соронзон эргэлтийн тоо m s (эхнийх нь 2л + 1 утгыг, хоёр дахь нь - 2 утгыг авна). Өгөгдсөн n ба l-тэй өөр өөр төлөвүүдийн нийт тоо 2n 2-той тэнцүү байна. Тиймээс устөрөгчийн атомын энергийн түвшин бүр нь 2.8, 18,...2n 2 (n = 1, 2, 3, ...-тай) өөр өөр хөдөлгөөнгүй квант төлөвтэй тохирч байна. Хэрэв зөвхөн нэг квант төлөв нь энергийн түвшинд тохирч байвал түүнийг доройтдоггүй, хоёр ба түүнээс дээш бол доройтдог (квант онол дахь доройтлыг үзнэ үү), ийм төлөвийн тоог g-г доройтлын зэрэг эсвэл олон талт гэж нэрлэдэг. доройтдоггүй эрчим хүчний түвшин g = 1). Устөрөгчийн атомын энергийн түвшин доройтож, тэдгээрийн доройтлын зэрэг g n = 2n 2 байна.

Устөрөгчийн атомын янз бүрийн төлөвийн хувьд электрон нягтын өөр өөр хуваарилалтыг олж авдаг. Энэ нь n, l квант тооноос хамаардаг ба энэ тохиолдолд s-төлөвийн электрон нягтрал (l=0) нь төвд, өөрөөр хэлбэл цөмийн байрлал дахь тэгээс ялгаатай бөгөөд чиглэлээс хамаардаггүй ( бөмбөрцөг тэгш хэмтэй), бусад төлөвийн хувьд (l>0) төвд тэгтэй тэнцүү бөгөөд чиглэлээс хамаарна. n = 1, 2, 3-тай устөрөгчийн атомын төлөвүүдийн электрон нягтын тархалтыг 2-р зурагт үзүүлэв; "электрон үүл" -ийн хэмжээсүүд (6) томъёоны дагуу n2-тэй пропорциональ өсдөг (зураг 2-ын масштаб нь n = 1-ээс n = 2, n = 2-оос n = 3 руу шилжих үед буурдаг). Устөрөгчтэй төстэй ион дахь электроны квант төлөв нь устөрөгчийн атом дахь n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тоогоор тодорхойлогддог. Электрон нягтын тархалт нь хадгалагдан үлдсэн бөгөөд зөвхөн Z дахин нэмэгддэг.

Атом дахь гадаад талбайн үйлдэл. Атом нь гаднах цахилгаан ба соронзон орон дахь цахилгаан систем болох нэмэлт энергийг олж авдаг. Цахилгаан орон нь атомыг туйлшруулдаг - энэ нь цөмтэй харьцуулахад электрон үүлийг нүүлгэн шилжүүлдэг (Атом, ион, молекулын туйлшралыг үзнэ үү), соронзон орон нь электронуудын эргэн тойрон дахь хөдөлгөөнтэй холбоотой атомын соронзон моментийг тодорхой байдлаар чиглүүлдэг. цөм (орбитын импульс M l) ба түүний эргэлт. Гадны орон дахь ижил энерги E n устөрөгчийн атомын өөр өөр төлөвүүд тохирно өөр өөр утгатайнэмэлт энерги ΔE ба доройтсон энергийн түвшин E n нь хэд хэдэн дэд түвшинд хуваагдана. Цахилгаан талбар дахь энергийн түвшний хуваагдал - Старкийн эффект ба соронзон орон дахь хуваагдал - Зееман эффект хоёулаа харгалзах талбайн хүчтэй пропорциональ байна.

Атом доторх жижиг соронзон харилцан үйлчлэл нь энергийн түвшинг хуваахад хүргэдэг. Устөрөгчийн атом ба устөрөгчтэй төстэй ионуудын хувьд спин-орбитын харилцан үйлчлэл байдаг - электроны эргэлт ба тойрог замын моментуудын харилцан үйлчлэл; энэ нь энергийн түвшний нарийн бүтэц гэж нэрлэгддэг - өдөөгдөх E n түвшинг (n>1-ийн хувьд) дэд түвшинд хуваахыг тодорхойлдог. Устөрөгчийн атомын энергийн бүх түвшний хувьд цөмийн эргэлтийн электрон моментуудтай маш бага соронзон харилцан үйлчлэлийн улмаас хэт нарийн бүтэц ажиглагдаж байна.

Олон электрон атомын электрон бүрхүүлүүд. 2 ба түүнээс дээш электрон агуулсан атомын онол нь устөрөгчийн атомын онолоос үндсэндээ ялгаатай, учир нь ийм атомд бие биетэйгээ харилцан үйлчилдэг ижил хэсгүүд - электронууд байдаг. Олон электрон атом дахь электронуудын харилцан түлхэлт нь тэдний цөмтэй холбох хүчийг ихээхэн бууруулдаг. Жишээлбэл, гелий ион дахь нэг электроныг зайлуулах энерги (He +) 54.4 эВ байдаг бол саармаг гелийн атомд электронуудын түлхэлтийн үр дүнд тэдгээрийн аль нэгийг нь зайлуулах энерги 24.6 болж буурдаг. eV. Хүнд атомуудын гаднах электронуудын хувьд дотоод электронуудын түлхэлтээс болж тэдгээрийн холболтын хүч буурах нь бүр ч чухал юм. Олон электрон атомуудад электронуудын шинж чанар нь Паули зарчим хүчинтэй s = 1/2 спинтэй ижил микро бөөмс (Identity зарчим-ыг үзнэ үү) чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Энэ зарчмын дагуу электрон системд квант төлөв бүрт нэгээс илүү электрон байж болохгүй бөгөөд энэ нь атомын электрон бүрхүүлүүд үүсэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь тодорхой тооны электронуудаар дүүрдэг.

Бие биетэйгээ харилцан үйлчлэлцэж буй электронуудын ялгааг харгалзан үзэхэд зөвхөн атомын квант төлөв байдлын талаар ярих нь утга учиртай юм. Гэсэн хэдий ч бие даасан электронуудын квант төлөвийг ойролцоогоор авч үзэж, устөрөгчийн атом дахь электронтой адил n, l, m l, m s квант тоонуудын багцаар тэдгээрийг тодорхойлох боломжтой. Энэ тохиолдолд электрон энерги нь устөрөгчийн атомын адил n-ээс гадна l-ээс хамаарна; энэ нь m l ба m s-ээс хамаарахгүй хэвээр байна. Олон электрон атомын өгөгдсөн n ба l электронууд ижил энергитэй бөгөөд тодорхой электрон бүрхүүл үүсгэдэг. Ийм эквивалент электронууд болон тэдгээрийн үүсгэсэн бүрхүүлүүдийг n, l-ээр өгөгдсөн квант төлөв, энергийн түвшинтэй адил ns, nр, nd, nf, ... тэмдгээр тэмдэглэнэ (1 = 0, 1, 2,3, ...) мөн тэд 2p электрон, 3s-o6 бүрхүүл гэх мэтийг ярьдаг.

Паули зарчмын дагуу атом дахь дурын 2 электрон нь өөр өөр квант төлөвт байх ёстой бөгөөд иймээс n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тооны аль нэгээр нь, мөн эквивалент электронуудын хувьд (n ба l) ялгаатай байх ёстой. ижил байна) - m l ба m s утгуудад. m l, m s хосуудын тоо, өөрөөр хэлбэл өгөгдсөн n ба l-тэй электроны янз бүрийн квант төлөвүүдийн тоо нь түүний энергийн түвшний доройтлын зэрэг юм g l = 2 (2l+1) = 2, 6, 10, 14, .... Энэ нь бүрэн дүүрэн электрон бүрхүүл дэх электронуудын тоог тодорхойлдог. Тиймээс s-, p-, d-, f-, ... бүрхүүлүүд нь n-ийн утгаас үл хамааран 2, 6, 10, 14, ... электроноор дүүрдэг. Өгөгдсөн n-тэй электронууд нь l = 0, 1, 2, ..., n - 1, 2n 2 электроноор дүүрсэн бүрхүүлээс бүрдэх давхаргыг үүсгэдэг бөгөөд үүнийг K-, L-, M, N-давхарга гэж нэрлэдэг. Бүрэн бөглөхөд бид дараах байдалтай байна:

Давхарга бүрт бага l-тэй бүрхүүлүүд нь электрон нягтрал ихтэй байдаг. Электрон ба цөмийн хоорондох холбооны хүч нь n-ийг ихэсгэх тусам, өгөгдсөн n-ийн хувьд l-ийг нэмэгдүүлэхэд буурдаг. Электрон харгалзах бүрхүүлд сул байх тусам түүний энергийн түвшин өндөр байна. Өгөгдсөн Z-тэй цөм нь электронуудыг холбоосынхоо хүчийг бууруулах дарааллаар холбодог: эхлээд хоёр 1s электрон, дараа нь хоёр 2s электрон, зургаан 2p электрон гэх мэт. Химийн элемент бүрийн атом нь бүрхүүлд электронуудын тодорхой хуваарилалттай байдаг - түүний электрон тохиргоо, жишээ нь:

(өгөгдсөн бүрхүүл дэх электронуудын тоог баруун дээд талд байгаа индексээр зааж өгсөн болно). Элементүүдийн шинж чанарын үечлэл нь атомын гаднах электрон бүрхүүлийн ижил төстэй байдлаас тодорхойлогддог. Жишээлбэл, саармаг атомууд P, As, Sb, Bi (Z = 15, 33, 51, 83) нь гадаад электрон бүрхүүлд N атом шиг гурван p-электронтой бөгөөд химийн болон олон физик шинж чанараараа түүнтэй төстэй. .

Атом бүр нь ердийн электрон тохиргоогоор тодорхойлогддог бөгөөд энэ нь атом дахь бүх электронууд хамгийн нягт холбоотой байх үед тохиолддог бөгөөд нэг буюу хэд хэдэн электронууд илүү сул холбоотой байх үед өдөөгдсөн электрон тохиргоонууд нь эрчим хүчний өндөр түвшинд илэрдэг. Жишээлбэл, гелийн атомын хувьд ердийн 1s2-ийн хамт өдөөгдсөн электрон тохиргоо боломжтой: 1s2s, 1s2p, ... (нэг электрон өдөөгдөж байна), 2s 2, 2s2p, ... (хоёулаа электронууд өдөөгдөж байна). Тодорхой электрон тохиргоо нь электрон бүрхүүлүүд бүрэн дүүрсэн бол атомын энергийн нэг түвшинд (жишээлбэл, Не атомын ердийн тохиргоо 1s 2 2s 2 2р 6), хэрэв байгаа бол хэд хэдэн энергийн түвшинд тохирно. хэсэгчлэн дүүрсэн бүрхүүлүүд (жишээлбэл, азотын атомын хэвийн тохиргоо 1s 2 2s 2 2р 3 нь 2р бүрхүүл хагасаар дүүрсэн байдаг). Хэсэгчилсэн дүүрсэн d ба f бүрхүүлүүд байгаа тохиолдолд тохиргоо тус бүрт тохирох энергийн түвшний тоо олон зуу хүрч болох тул хэсэгчлэн дүүргэсэн бүрхүүлтэй атомын энергийн түвшний схем нь маш нарийн төвөгтэй болж хувирдаг. Атомын газрын энергийн түвшин нь ердийн электрон тохиргооны хамгийн доод түвшин юм.

Атом дахь квант шилжилт. Квантын шилжилтийн үед атом нь нэг хөдөлгөөнгүй төлөвөөс нөгөөд - нэг эрчим хүчний түвшингээс нөгөөд шилждэг. Э i энергийн өндөр түвшнээс бага энергийн E k түвшинд шилжихэд атом E i - E k энергийг өгч, урвуу шилжилтийн үед түүнийг хүлээн авдаг. Аливаа квант системийн хувьд атомын хувьд квант шилжилт нь хоёр төрлийн байж болно: цацраг туяа (оптик шилжилт) ба цацраггүй (цацрагийн бус эсвэл оптик бус шилжилт). Квантын шилжилтийн хамгийн чухал шинж чанар нь түүний магадлал бөгөөд энэ шилжилт хэр олон удаа тохиолдохыг тодорхойлдог.

Цацрагаар квантын шилжилтийн үед атом шингэдэг (шилжилт E k → E i) эсвэл ялгаруулдаг (шилжилт E i → E k) цахилгаан соронзон цацраг. Цахилгаан соронзон энерги нь тодорхой хэлбэлзлийн давтамж v-ээр тодорхойлогддог гэрлийн квант - фотон хэлбэрээр атомд шингэж, ялгардаг.

hv нь фотоны энерги юм. Харилцаа (7) нь цацрагтай холбоотой микроскопийн үйл явцын энерги хадгалагдах хуулийг илэрхийлдэг.

Үндсэн төлөвт байгаа атом нь зөвхөн фотоныг шингээж чаддаг бол өдөөгдсөн төлөвт тэдгээрийг шингээж, ялгаруулж чаддаг. Үндсэн төлөвт байгаа чөлөөт атом нь хязгааргүй оршин тогтнох боломжтой. Атомын өдөөгдсөн төлөвт байх хугацаа (энэ төлөвийн амьдралын хугацаа) хязгаарлагдмал, атом аяндаа (аяндаа) өдөөх энергийг хэсэгчлэн эсвэл бүрмөсөн алдаж, фотон ялгаруулж, энергийн доод түвшинд шилжих; Ийм аяндаа ялгарахын зэрэгцээ ижил давтамжтай фотонуудын нөлөөн дор шингээх гэх мэт өдөөгдсөн ялгарал үүсэх боломжтой. Өдөөгдсөн атомын амьдрах хугацаа түүнээс богино байдаг илүү магадлалтайаяндаа шилжих, устөрөгчийн атомын хувьд энэ нь ойролцоогоор 10-8 секунд байна.

Цацраг туяатай байж болох шилжилтийн v давтамжийн багц нь харгалзах атомын атомын спектрийг тодорхойлдог: доод түвшнээс дээд түвшин рүү шилжих шилжилтийн давтамжийн багц нь түүний шингээлтийн спектр, дээд түвшнээс доод түвшний шилжилтийн давтамжийн багц нь цацрагийн спектр юм. . Атомын спектрийн ийм шилжилт бүр v давтамжийн тодорхой спектрийн шугамтай тохирч байна.

Цацрагийн бус квант шилжилтийн үед атом нь хий хэлбэрээр мөргөлддөг эсвэл молекул, шингэн эсвэл хатуу биетэд удаан хугацаагаар холбогддог бусад бөөмстэй харилцан үйлчлэлцэх үед энерги олж авах эсвэл алддаг. Хийн хувьд атомыг мөргөлдөөний хоорондох хугацааны интервалд чөлөөтэй гэж үзэж болно; Мөргөлдөөний (нөлөөллийн) үед атом нь бага эсвэл өндөр энергийн түвшинд шилжиж болно. Ийм мөргөлдөөнийг уян харимхай гэж нэрлэдэг (атомын хөрвүүлэх хөдөлгөөний зөвхөн кинетик энерги өөрчлөгдөж, дотоод энерги нь өөрчлөгдөөгүй хэвээр үлддэг уян харимхай мөргөлдөөнөөс ялгаатай). Чухал онцгой тохиолдол бол чөлөөт атомын электронтой мөргөлдөх явдал юм; Ихэвчлэн электрон атомаас илүү хурдан хөдөлдөг, мөргөлдөх хугацаа маш богино бөгөөд бид электроны нөлөөллийн тухай ярьж болно. Электроны нөлөөгөөр атомыг өдөөх нь түүний энергийн түвшинг тодорхойлох нэг арга юм.

Химийн болон физик шинж чанаратом. Атомын ихэнх шинж чанарууд нь түүний гадаад электрон бүрхүүлийн бүтэц, шинж чанараар тодорхойлогддог бөгөөд электронууд нь цөмтэй харьцангуй сул холбогддог (хэд хэдэн эВ-ээс хэдэн арван эВ хүртэл холбох энерги). Атомын дотоод бүрхүүлийн бүтэц, электронууд нь илүү нягт холбогддог (зуу, мянга, арван мянган эВ-ийн холболтын энерги) нь атом хурдан бөөмс, өндөр энергитэй фотонуудтай харьцах үед л гарч ирдэг. хэдэн зуун эВ-ээс илүү). Ийм харилцан үйлчлэл нь атомын рентген спектр болон хурдан бөөмсийн тархалтыг тодорхойлдог (Бөөмийн дифракцыг үзнэ үү). Атомын масс нь бүхэлдээ атомын хөдөлгөөний үед түүний механик шинж чанарыг тодорхойлдог - импульс, кинетик энерги. Атомын янз бүрийн резонансын болон бусад физик шинж чанарууд нь атомын механик болон холбогдох соронзон ба цахилгаан моментуудаас хамаардаг (Электроны парамагнит резонанс, Цөмийн соронзон резонанс, Цөмийн дөрвөлжин резонансыг үзнэ үү).

Атомын гаднах бүрхүүлийн электронууд гадны нөлөөнд амархан өртдөг. Атомууд нэгдэх үед хүчтэй электростатик харилцан үйлчлэл үүсдэг бөгөөд энэ нь химийн холбоо үүсэхэд хүргэдэг. Хоёр атомын сул электростатик харилцан үйлчлэл нь тэдгээрийн харилцан туйлшралаар илэрдэг - электронуудын цөмтэй харьцуулахад шилжилт хөдөлгөөн нь сул холбогдсон гадаад электронуудын хувьд хамгийн хүчтэй байдаг. Атомуудын хооронд таталцлын туйлшралын хүч үүсдэг бөгөөд энэ нь тэдгээрийн хоорондох хол зайд ч тооцогдох ёстой. Атомын туйлшрал нь мөн гадаад цахилгаан орон зайд тохиолддог; Үүний үр дүнд атомын энергийн түвшин өөрчлөгдөж, хамгийн чухал нь доройтсон энергийн түвшин хуваагддаг (Старк эффект). Гэрлийн (цахилгаан соронзон) долгионы цахилгаан талбайн нөлөөн дор атомын туйлшрал үүсч болно; Энэ нь атомын туйлшралтай холбоотой гэрлийн давтамжаас хамаардаг бөгөөд үүнээс хамаарлыг тодорхойлдог гэрлийн хугарлын индекс (гэрлийн тархалтыг үзнэ үү). Атомын оптик шинж чанар ба түүний цахилгаан шинж чанаруудын хоорондын нягт холбоо нь түүний оптик спектрт онцгой тод илэрдэг.

Атомын соронзон шинж чанарыг голчлон электрон бүрхүүлийн бүтцээр тодорхойлдог. Атомын соронзон момент нь түүний механик моментээс хамаардаг (Соронзон механик харьцааг үзнэ үү); бүрэн дүүрэн электрон бүрхүүлтэй атомын хувьд энэ нь механик момент шиг тэг байна. Хэсэгчилсэн гаднах электрон бүрхүүлтэй атомууд нь ихэвчлэн тэгээс өөр соронзон моментуудтай бөгөөд парамагнит шинж чанартай байдаг. Гадаад соронзон орон дээр соронзон момент нь 0-тэй тэнцүү биш атомын бүх түвшний хуваагддаг - Зееман эффект явагдана. Бүх атомууд диамагнетизмтэй байдаг бөгөөд энэ нь гадны хүчин зүйлийн нөлөөн дор соронзон момент үүссэнээс үүсдэг. соронзон орон(атомын цахилгаан диполь моменттэй төстэй индукцлагдсан соронзон момент гэж нэрлэгддэг).

Атомын дараалсан иончлолоор, өөрөөр хэлбэл түүний электронуудыг зайлуулж, тэдгээрийн холболтын хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар хамгийн гаднахаас нь эхлээд атомын гаднах бүрхүүлээр тодорхойлогддог бүх шинж чанарууд өөрчлөгддөг. Илүү нягт холбоотой электронууд гадаад болж хувирдаг; Үүний үр дүнд атомын цахилгаан талбарт туйлшрах чадвар эрс буурч, энергийн түвшний хоорондох зай болон эдгээр түвшний хоорондох оптик шилжилтийн давтамж нэмэгддэг (энэ нь спектрийг улам бүр богино долгионы урт руу шилжүүлэхэд хүргэдэг). Хэд хэдэн шинж чанарууд нь үечилсэн шинж чанартай байдаг: ижил төстэй гадаад электронуудтай ионуудын шинж чанарууд ижил төстэй байдаг; жишээ нь, N 3+ (хоёр 2с электрон) нь N 5+ (хоёр 1s электрон)-той ижил төстэй байдлыг харуулж байна. Энэ нь энергийн түвшний шинж чанар, харьцангуй байрлал, оптик спектр, атомын соронзон момент гэх мэт хамаарна. Шинж чанаруудын хамгийн эрс өөрчлөлт нь сүүлийн электроныг гаднах бүрхүүлээс салгахад зөвхөн бүрэн дүүрэн бүрхүүлүүд үлдэх үед, жишээлбэл, N 4+-ээс N 5+ (электрон тохиргоо 1s 2 2s ба 1s 2) руу шилжих үед тохиолддог. Энэ тохиолдолд ион нь хамгийн тогтвортой бөгөөд түүний нийт механик ба нийт соронзон момент нь тэгтэй тэнцүү байна.

Холбоотой төлөвт байгаа атомын шинж чанар (жишээлбэл, молекулын хэсэг) нь чөлөөт атомын шинж чанараас ялгаатай. Атомын шинж чанар нь тухайн атомыг нөгөө атомтай холбоход оролцдог хамгийн гадна талын электронуудаар тодорхойлогддог хамгийн их өөрчлөлтөд ордог. Үүний зэрэгцээ дотоод бүрхүүлийн электроноор тодорхойлогдсон шинж чанарууд нь рентген туяаны спектрийн нэгэн адил бараг өөрчлөгдөөгүй хэвээр үлдэж болно. Атомын зарим шинж чанарт харьцангуй бага өөрчлөлт гарч болох бөгөөд үүнээс холбогдсон атомуудын харилцан үйлчлэлийн мөн чанарын талаарх мэдээллийг олж авах боломжтой. Чухал жишээ бол хүрээлэн буй ионуудын үүсгэсэн цахилгаан талбайн нөлөөн дор үүсдэг талстууд болон цогцолбор нэгдлүүдийн атомын энергийн түвшинг хуваах явдал юм.

Атомын бүтэц, энергийн түвшин, бусад атомуудтай харилцан үйлчлэлцэх, элементийн тоосонцор, молекул, гадаад орон гэх мэтийг судлах туршилтын аргууд нь олон янз байдаг боловч гол мэдээлэл нь түүний спектрт агуулагддаг. Бүх долгионы урт дахь атомын спектроскопийн аргууд, ялангуяа орчин үеийн лазер спектроскопийн аргууд нь атомтай холбоотой улам бүр нарийн нөлөөллийг судлах боломжийг олгодог. 19-р зууны эхэн үеэс атом оршин тогтнох нь эрдэмтдэд ойлгомжтой байсан ч түүний оршин тогтнох бодит байдлыг нотлох туршилтыг 20-р зууны эхээр Ж.Перрин хийжээ. Микроскопийг хөгжүүлснээр хатуу биетийн гадаргуу дээрх атомын зургийг авах боломжтой болсон. Атомыг анх Э.Мюллер (АНУ, 1955) өөрийн зохион бүтээсэн хээрийн ионы микроскопоор харж байжээ. Орчин үеийн атомын хүч ба хонгилын микроскопууд нь атомын түвшинд сайн нарийвчлалтай хатуу гадаргуугийн зургийг авах боломжийг олгодог (Зураг 3-ыг үз).

Цагаан будаа. 3. Оксфордын их сургуулийн профессор М.Капстеллийн сканнерийн туннелийн микроскоп ашиглан олж авсан цахиурын гадаргуугийн атомын бүтцийн зураг.

Экзотик гэж нэрлэгддэг атомууд байдаг бөгөөд янз бүрийн судалгаанд өргөн хэрэглэгддэг, жишээлбэл, муоны атомууд, тухайлбал электронууд нь бүхэлдээ эсвэл хэсэгчлэн сөрөг мюоноор солигдсон атомууд, муони, позитроний, түүнчлэн цэнэглэгдсэн пион, каонуудаас бүрдсэн адрон атомууд. , протон, дейтерон гэх мэт Антиустөрөгчийн атом (2002) - позитрон ба антипротоноос бүрдэх атомын талаархи анхны ажиглалтууд мөн хийгдсэн.

Лит.: Атомын физикч М. 3-р хэвлэл. М., 1970; Фано У., Фано Л. Атом ба молекулын физик. М., 1980; Шпольский Е.В. Атомын физик. 7-р хэвлэл. М., 1984. T. 1-2; Еляшевич M. A. Атом ба молекулын спектроскопи. 2-р хэвлэл. М., 2000 он.

Бодис нь атомуудаас тогтдог. Атом бол маш жижиг хэмжээтэй, масстай материйн бөөмс юм.. Энэ бол химийн элементийн хамгийн жижиг хэсэг бөгөөд түүний шинж чанарыг тээгч юм.

"Атом" гэдэг үг нь Грекийн атод - "хуваагдах боломжгүй" гэсэн үгнээс гаралтай бөгөөд энэ бөөмсийг олон зууны турш ийм байдлаар авч үздэг. Гэсэн хэдий ч аль хэдийн 20-р зууны эхэн үед. атомын бүтэц тодорхой болсон.

Атомын хялбаршуулсан загвар. Улаан нь эерэг цэнэгтэй протоныг, саарал нь төвийг сахисан нейтроныг, цэнхэр нь сөрөг цэнэгтэй электронуудыг төлөөлдөг.

Атом нь үүнээс бүрддэг атомын цөмТэгээд электрон бүрхүүл. Зуун жилийн өмнө электронууд нарны эргэн тойронд гаригууд шиг цөмийг тойрон эргэдэг гэж үздэг байсан. Энгийн байх үүднээс атомыг ихэвчлэн ингэж дүрсэлсэн байдаг. Үнэн хэрэгтээ электрон яг одоо байгаа цэгийг тодорхойлох боломжгүй юм. Электрон сөрөг цэнэгтэй, цөм эерэг цэнэгтэй. Цөм нь өөрөө мөн энгийн бөөмс - протон ба нейтронуудаас бүрддэг. Протонууд эерэг цэнэгтэй байдаг бол нейтронууд цахилгаанаар саармаг байдаг. Ихэвчлэн атом нь төвийг сахисан байдаг. Цөм дэх протоны тоо электроны тоотой ижил байвал энэ нь үнэн юм. Хэрэв атом гаднах тойрог замдаа нэг буюу хэд хэдэн нэмэлт электронтой бол энэ нь сөрөг цэнэгтэй ион (анион) болно. Хэрэв атомын гаднах тойрог замд нэг буюу хэд хэдэн электрон байхгүй бол эерэг цэнэгтэй ион (катион) болно. Төрөл бүрийн уусмалд ийм ионууд маш их байдаг.

Атомын массын 99 гаруй хувь нь цөмд төвлөрдөг. Электронууд маш бага хэсгийг эзэлдэг. Атомын массыг 12С нүүрстөрөгчийн тогтвортой изотопын атомын массын 1/12-тай тэнцэх атомын массын нэгжээр хэмждэг.

Ижил тооны протонтой атомууд байдаг ч нейтроны тоо өөр байдаг.

Ийм атомуудыг нэрлэдэг изотопуудижил элементийн (сортууд). Цөмд нь огт нейтронгүй, зөвхөн нэг протонтой тогтвортой атом байдаг. Нэг электрон цөмийн эргэн тойронд эргэлддэг (илүү нарийвчлалтай, бүрхүүл үүсгэдэг). Энэ бол хөнгөн устөрөгч буюу протиум юм. Мөн хүнд устөрөгч - дейтерий байдаг. Түүний цөмд протон ба нейтрон гэсэн хоёр бөөмс байдаг. Мөн хэт хүнд устөрөгч - тритиум байдаг. Түүний цөмд нэг протон, хоёр нейтрон гэсэн гурван бөөмс байдаг. Мөн эдгээр бүх изотопууд нэг электронтой. Дейтериумаас үүссэн усыг хүнд ус гэж нэрлэдэг.

Атомууд нь атом хоорондын холбоог үүсгэж, молекул үүсгэдэг. Молекулууд нь нэг төрлийн атом эсвэл хэд хэдэн атомаас бүрдэж болно.

Нэг протон, нэг электроноос бүрдэх устөрөгчийн атом Н

Гелийн атом: түүний цөм нь хоёр протон, хоёр нейтроноос бүрдэх ба хоёр электроноор хүрээлэгдсэн байдаг.

Атомууд дэгээтэй юу?

Атомыг материйн хуваагдашгүй хамгийн жижиг бөөм гэдэг ойлголтыг 2000 гаруй жилийн өмнө Эртний Энэтхэг, Эртний Грекийн философичид гаргаж ирсэн. Грекийн гүн ухаантан Демокрит: "Эцэс төгсгөлгүй хоосон орон зайд үүрд хөдөлдөг атомаас өөр юу ч байхгүй" гэж хэлсэн байдаг. Тэрээр бодисын шинж чанарыг атомын хэлбэр, масс болон бусад шинж чанараар тодорхойлдог гэж үздэг. Демокритийн хэлснээр галын атомууд нь хурц, хатуу биетүүд нь атомууд нь ширүүн, хоорондоо нягт холбоотой байдаг тул гал нь шатдаг. Гүн ухаантан Эпикур ийм байж болохгүй, учир нь атомын дэгээ тасарна гэж бичсэн байдаг. Гэвч атомын жинхэнэ бүтцийг нээхэд хол байсан.

АТОМ(Грек хэлнээс атомос - хуваагдашгүй), химийн бодисын хамгийн жижиг тоосонцор. элемент, түүний ариун. Хими бүр. Элемент нь тодорхой атомуудын цуглуулгатай тохирдог. Ижил буюу өөр элементийн атомууд бие биетэйгээ холбогдох замаар илүү төвөгтэй бөөмсийг үүсгэдэг. . Бүх төрлийн химийн бодисууд. задралын улмаас in-in (хатуу, шингэн ба хий). бие биетэйгээ атомуудын нэгдэл. Атомууд ч чөлөөтэй оршин тогтнож чаддаг. төлөв (, -д). Атомын шинж чанар, түүний дотор атомын химийн бодис үүсгэх хамгийн чухал чадвар. холболтууд нь түүний бүтцийн онцлогоор тодорхойлогддог.

Атомын бүтцийн ерөнхий шинж чанар. Атом нь сөрөг цэнэгтэй үүлээр хүрээлэгдсэн эерэг цэнэгтэй цөмөөс бүрдэнэ. Атомын хэмжээсийг бүхэлд нь түүний электрон үүлний хэмжээсээр тодорхойлдог бөгөөд атомын цөмийн хэмжээтэй харьцуулахад том хэмжээтэй байдаг (атомын шугаман хэмжээс нь ~ 10 ~ 8 см, цөм нь ~ 10" -10" 13 см). Атомын электрон үүл нь хатуу тодорхойлогдсон хил хязгааргүй тул атомын хэмжээ гэсэн үг юм. зэрэг нь нөхцөлт бөгөөд тэдгээрийг тодорхойлох аргуудаас хамаарна (харна уу). Атомын цөм нь Z ба N-ээс бүрдэх ба цөмийн хүчний нөлөөгөөр нэгдмэл байдаг (харна уу). Эерэг цэнэг ба сөрөг. цэнэг нь ижил abs байна. магнитуд ба e = 1.60*10 -19 С-тэй тэнцүү байна; цахилгаан эрчим хүчгүй. цэнэглэх. Цөмийн цэнэг +Ze - үндсэн. тодорхой химийн бодист хамаарах атомын шинж чанар. бүрэлдэхүүн. үе үе дэх элемент үечилсэн систем () нь цөм дэх тоотой тэнцүү байна.

Цахилгаан саармаг атомд үүлэн дэх тоо нь цөм дэх тоотой тэнцүү байна. Гэсэн хэдий ч, тодорхой нөхцөлд энэ нь алдаж эсвэл нэмж, тус тусад нь эргүүлж болно. эерэгээр эсвэл үгүйсгэх. , жишээ нь. Li + , Li 2+ эсвэл O - , O 2- . Тодорхой элементийн атомуудын тухай ярихдаа бид төвийг сахисан атом ба тэр элементийг хоёуланг нь хэлнэ.

Атомын масс нь түүний цөмийн массаар тодорхойлогддог; масс (9.109*10 -28 г) нь массаас ойролцоогоор 1840 дахин бага буюу (1.67*10 -24 г) тул атомын массад оруулах хувь нэмэр бага байна. Нийт тоо болон A = Z + N дуудагдсан. . болон цөмийн цэнэгийг тус тус заасан. Элементийн тэмдгийн зүүн талд байгаа дээд тэмдэг, дэд тэмдэг, жишээ нь. 23 11 На. Тодорхой N утгатай нэг элементийн атомын төрлийг нэрлэдэг. . Ижил Z ба өөр N-тэй ижил элементийн атомуудыг гэнэ. энэ элемент. Массын ялгаа нь тэдний химийн найрлагад бага нөлөө үзүүлдэг. болон физик Гэгээн Вах. Хамгийн чухал нь том хамаатан садангаас шалтгаалан ялгаа () ажиглагдаж байна. Энгийн атомын массын ялгаа (), D ба T. Атомын массын яг утгыг аргуудаар тодорхойлно.

Нэг электрон атомын хөдөлгөөнгүй төлөв нь n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тоогоор өвөрмөц онцлогтой. Атомын энерги нь зөвхөн n-ээс хамаардаг бөгөөд өгөгдсөн n-тэй түвшин нь l, m l, m s утгуудаар ялгаатай хэд хэдэн төлөвтэй тохирч байна. Өгөгдсөн n ба l-тэй мужуудыг ихэвчлэн 1s, 2s, 2p, 3s гэх мэтээр тэмдэглэдэг бөгөөд тоонууд нь l-ийн утгыг илэрхийлж, s, p, d, f болон цаашлаад Латин хэл дээрх утгатай тохирч байна. d = 0, 1, 2 , 3, ... Аравтын тоо. өгөгдсөн p ба d төлөвүүд нь m l ба m s утгуудын хослолын тоо 2(2l+1)-тэй тэнцүү байна. Шумбагчдын нийт тоо. өгөгдсөн n-тэй тэнцүү төлөвүүд , өөрөөр хэлбэл, n = 1, 2, 3, ... утгатай түвшин нь 2, 8, 18, ..., 2n 2 задралтай тохирч байна. . Зөвхөн нэг (нэг долгионы функц) тохирох түвшинг дуудна. доройтдоггүй. Хэрэв түвшин нь хоёр ба түүнээс дээш хэмжээтэй тохирч байвал түүнийг дуудна. доройтох (харна уу). Атом дахь энергийн түвшин l ба m l утгуудаар доройтдог; m s-ийн доройтол нь харилцан үйлчлэлийг тооцохгүй бол зөвхөн ойролцоогоор тохиолддог. эргэх соронз соронзон бүхий момент цахилгаан дахь тойрог замын хөдөлгөөний улмаас үүссэн талбай. цөмийн талбай (харна уу). Энэ нь Кулоны харилцан үйлчлэлтэй харьцуулахад харьцангуй бага боловч харьцангуй чухал ач холбогдолтой юм. нэмэлтэд хүргэдэг гэж нэрлэгддэг хэлбэрээр илэрдэг энергийн түвшний хуваагдал. нарийн бүтэц.

Өгөгдсөн n, l, m l-ийн хувьд долгионы функцийн модулийн квадрат нь атом дахь электрон үүлний дундаж тархалтыг тодорхойлно. ялгаа. атомууд тархалтын хувьд бие биенээсээ ихээхэн ялгаатай байдаг (Зураг 2). Тиймээс l = 0 (s-төлөв) үед энэ нь атомын төвд тэгээс ялгаатай бөгөөд чиглэлээс хамаардаггүй (өөрөөр хэлбэл бөмбөрцөг тэгш хэмтэй), бусад төлөвийн хувьд атомын төвд тэгтэй тэнцүү байна. мөн чиглэлээс хамаарна.

Цагаан будаа. 2. Атомын янз бүрийн төлөвийн электрон үүлний хэлбэр.

Харилцан электростатикийн улмаас олон электрон атомуудад . түлхэлт нь тэдний цөмтэй холбоог ихээхэн бууруулдаг. Жишээлбэл, He + -ээс салах энерги нь 54.4 эВ, төвийг сахисан He атомд энэ нь хамаагүй бага - 24.6 эВ юм. Илүү хүнд атомуудын хувьд холбоо нь ext байна. бүр ч сул цөмтэй. Олон электрон атомуудад өвөрмөц байдал чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. , ялгах боломжгүй, дуулгавартай байдагтай холбоотой гэж Кромын хэлснээр дөрвөн квант тоогоор тодорхойлогддог тус бүр нь нэгээс илүү байж болохгүй. Олон электрон атомын хувьд зөвхөн атомыг бүхэлд нь ярих нь утга учиртай. Гэсэн хэдий ч, ойролцоогоор, гэж нэрлэгддэг. Нэг электроны ойролцоо тооцоололд нэг электрон төлөв бүрийг (харгалзах функцээр тодорхойлсон тодорхой тойрог зам) тус тусад нь авч үзэж, n, l, m l, m s гэсэн дөрвөн квант тоогоор тодорхойлогддог. Өгөгдсөн n ба l төлөвт байгаа 2(2l+ 1) цуглуулга нь электрон бүрхүүл үүсгэдэг (мөн дэд түвшний, дэд бүрхүүл гэж нэрлэдэг); хэрэв эдгээр бүх мужууд эзлэгдсэн бол бүрхүүлийг дуудна. дүүргэсэн (хаалттай). 2n 2-ын олонлог нь ижил n-тэй, гэхдээ өөр l нь электрон давхарга үүсгэдэг (мөн түвшин, бүрхүүл гэж нэрлэдэг). n = 1, 2, 3, 4, ... давхаргын хувьд K, L, M, N, ... тэмдэгтээр тэмдэглэсэн байна. Бүрхүүл болон давхаргын тоог бүрэн дүүргэх үед хүснэгтэд үзүүлэв.

Атом дахь суурин төлөвүүдийн хооронд байж болно. E i энергийн өндөр түвшнээс бага энергийн түвшин E k руу шилжих үед атом нь энергийг (E i - E k) өгч, урвуу шилжилтийн үед түүнийг хүлээн авдаг. Цацрагийн шилжилтийн үед атом нь цахилгаан соронзон квант ялгаруулж эсвэл шингээдэг. цацраг (фотон). Атом харилцан үйлчлэлийн явцад энерги өгөх эсвэл хүлээн авах үед тэдгээр нь бас боломжтой байдаг. бусад бөөмстэй мөргөлдөх (жишээ нь: дотор) эсвэл удаан хугацаагаар холбоотой байдаг (д. Химийн шинж чанар нь атомуудын гадаад электрон бүрхүүлийн бүтцээр тодорхойлогддог бөгөөд тэдгээр нь харьцангуй сул холбоотой байдаг (хэд хэдэн хэсгээс холбох энерги). eV хэдэн арван эВ хүртэл).Үелэх системийн нэг бүлгийн (эсвэл дэд бүлгийн) химийн элементүүдийн атомын гадна бүрхүүлийн бүтэц ижил төстэй байдаг нь эдгээр элементүүдийн химийн шинж чанаруудын ижил төстэй байдлыг тодорхойлдог. дүүргэх бүрхүүл дэх тоо, тэдгээрийн холбох энерги нь дүрмээр, , өсдөг; хамгийн их холболтын энерги нь битүү бүрхүүлд байдаг.Иймд нэг буюу хэд хэдэн хэсэгчлэн дүүрсэн гадна бүрхүүлтэй атомууд химийн урвалд ордог. битүү гадна бүрхүүл үүсгэхийн тулд нэг буюу хэд хэдэн дутагдалтай.бүрхүүл, тэдгээрийг ихэвчлэн хүлээн зөвшөөрдөг Битүү гадна бүрхүүлтэй атомууд нь энгийн нөхцөлд химийн урвалд ордоггүй.

Дотоод бүтэц Илүү нягт холбогддог атомын бүрхүүлүүд (холбох энерги 10 2 -10 4 эВ) зөвхөн харилцан үйлчлэлийн үед л илэрдэг. хурдан бөөмс, өндөр энергитэй фотонуудтай атомууд. Ийм харилцан үйлчлэл Рентген туяаны спектрийн шинж чанар, атомууд дээрх бөөмсийн (,) тархалтыг тодорхойлох (харна уу). Атомын масс нь түүний физик шинж чанарыг тодорхойлдог. ариун, импульс шиг, кинетик. эрчим хүч. Механик болон холбогдох магнаас. ба цахилгаан атомын цөмийн моментууд нь тодорхой нарийн физик хүчин зүйлээс хамаардаг. нөлөөлөл (цацрагийн давтамжаас хамаарна. Энэ нь түүнтэй холбоотой атомын хугарлын илтгэгчийн хамаарлыг тодорхойлдог. Атомын оптик шинж чанар ба цахилгаан шинж чанаруудын хоорондын нягт холбоо нь ялангуяа оптик спектрт тод илэрдэг.

===
Испани нийтлэлд зориулсан уран зохиол "АТОМ": Karapetyants M. X., Drakin S. I., Structure, 3rd edi., M., 1978; Шлолиекий Е.В., Атомын физик, 7-р хэвлэл, 1-2-р боть, М., 1984. М.А.Еляшевич.

Хуудас "АТОМ"материал дээр үндэслэн бэлтгэсэн.