Решебник по химии 8 класс Габриелян | Страница 136

Используйте дополнительную информацию

9. Подготовьте сообщение и презентацию на тему «Эволюция представлений о сложном строении атома».

Сообщение

Эволюция представлений о сложном строении атома

История науки показывает, что представления о строении атома изменялись по мере накопления знаний и развития технологий. Первые гипотезы о существовании атомов появились ещё в Древней Греции. Философы Левкипп и Демокрит считали, что весь мир состоит из мельчайших неделимых частиц — атомов, которые движутся в пустоте и соединяются, образуя видимые вещества. Эти идеи долгое время оставались лишь философскими рассуждениями, не имея экспериментального подтверждения.

В начале XIX века Джон Дальтон предложил первую научную атомную теорию, основанную на химических экспериментах. Он утверждал, что атомы — это мельчайшие частицы вещества, которые не могут быть разделены, обладают определённой массой и соединяются в чётких пропорциях, образуя химические соединения. Однако в конце XIX века открытия в области электричества и радиации показали, что атомы не являются неделимыми.

В 1897 году Джозеф Джон Томсон открыл электрон — отрицательно заряженную элементарную частицу, что привело к появлению новой модели строения атома. Согласно модели Томсона, атом представляет собой положительно заряженную сферу, внутри которой хаотично распределены электроны. Эта модель получила название «пудинга с изюмом», так как электроны напоминали изюм, распределённый в положительно заряженной «массе». Однако позже было доказано, что эта модель не объясняет ряд экспериментальных данных.

В 1911 году Эрнест Резерфорд, проводя эксперимент с рассеянием α-частиц на тонкой золотой фольге, пришёл к выводу, что атом состоит из массивного положительно заряженного ядра, вокруг которого движутся электроны. Так была предложена планетарная модель атома, сравниваемая с Солнечной системой: ядро играло роль Солнца, а электроны двигались по орбитам, подобно планетам. Однако эта модель не объясняла, почему электроны, двигаясь по орбитам, не теряют энергию и не падают на ядро.

В 1913 году Нильс Бор уточнил модель Резерфорда, предложив концепцию квантовых орбит. Он предположил, что электроны могут находиться только на определённых энергетических уровнях, переходя между ними при поглощении или испускании энергии. Эта модель объясняла спектры излучения атомов, но всё ещё имела недостатки.

В 1926 году Эрвин Шрёдингер разработал современную квантово-механическую модель атома, в которой электроны рассматриваются не как частицы, движущиеся по жёстким орбитам, а как волны вероятности. В этой модели появилось понятие электронных облаков (орбиталей), характеризующих область пространства, где с наибольшей вероятностью может находиться электрон. Квантовая механика позволила объяснить не только строение атома, но и химические свойства элементов, взаимодействие атомов и образование химических связей.

Современная наука продолжает изучать строение атома. Новейшие исследования в области физики элементарных частиц и ядерных взаимодействий открывают новые горизонты в понимании структуры материи. Несмотря на множество открытий, остаётся ещё много нерешённых вопросов о природе элементарных частиц, сил, удерживающих ядро, и возможности существования новых форм материи.

Параграф 31. Строение электронных оболочек атома

Стр. 136

Вопрос

Как располагаются электроны вокруг атомного ядра — хаотически или в определённом порядке?

Электроны в атоме не располагаются хаотично, а находятся в строгом порядке, обусловленном квантовыми законами. Они распределяются по энергетическим уровням (или оболочкам), которые окружает ядро. Каждый уровень может содержать определённое максимальное число электронов, определяемое формулой (2n²), где n — номер уровня.

Электронные уровни делятся на подуровни (s, p, d, f), а сами электроны движутся в определённых областях пространства, называемых орбиталями. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Заполнение электронных уровней происходит согласно правилам:

4. Принципа наименьшей энергии – сначала заполняются орбитали с меньшей энергией (например, 1s → 2s → 2p → 3s и т. д.).

5. Принципа Паули – в одной орбитали могут находиться только два электрона с противоположными спинами.

6. Правила Хунда – при заполнении подуровней (например, p, d, f) электроны сначала занимают свободные орбитали, а затем уже спариваются.

Таким образом, расположение электронов в атоме подчиняется строгим закономерностям, что позволяет объяснить химические свойства элементов.