Свойства атомов и их периодичность – ЗФТШ, МФТИ

При переходе от первого элемента ко второму в побочных подгруппах происходит увеличение радиуса атома элемента за счет добавления еще одного электронного слоя, а при переходе от второго элемента к третьему – даже некоторое уменьшение. Это связано с `f-(лантанидным) сужением.

Что больше – атом или электрон?

  • слайд3

2.7 Свойства атомов и их периодичность

Свойства атомов, такие как их радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и степень окисления, связаны с электронной структурой атома.

Радиус свободного атома – это положение главного максимума в плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус. радиус орбиты.

Элементы с одинаковым периодом имеют одинаковое количество электронных слоев. Поэтому в тот же период, когда заряд ядра увеличивается, притяжение электронов к ядру возрастает, вызывая уменьшение радиуса атома. Например, при переходе от лития к фтору заряд атомного ядра увеличивается с `3` до `9`, а радиус атома постепенно уменьшается, с `0,152` до `0,064` нм. Согласно закону Кулона, притяжение электронов ядром в периоде увеличивается слева направо, а значит, уменьшается способность атомов элемента жертвовать электроны, то есть проявлять восстановительные (металлические) свойства. Окислительные (неметаллические) свойства, напротив, становятся более выраженными и достигают максимального проявления в случае фтора.

В то время как атом лития легко теряет свой единственный электрон `2s^1`, у последующих элементов второго периода тенденция к потере электронов ослабевает по мере увеличения числа электронов. Таким образом, атом углерода `(1s^2 2s^2 2p^2)` имеет примерно одинаковую способность жертвовать электроны или присоединять их, пока электронный слой не будет полностью заполнен. В атоме кислорода преобладает тенденция к присоединению электронов, а фтор вообще не проявляет восстановительных свойств и является единственным элементом, который не показывает положительных степеней окисления в химических реакциях.

В главных подгруппах радиус атома элемента увеличивается с увеличением заряда ядра элемента, так как в этом направлении увеличивается число электронных слоев в атоме элемента. Поэтому металлические (восстановительные) свойства элементов главной подгруппы возрастают сверху вниз.

В более мелких подгруппах при переходе от первого элемента ко второму радиус атома элемента увеличивается за счет добавления еще одного электронного слоя, а при переходе от второго элемента к третьему он даже в некоторой степени уменьшается. Это связано с `f`-(лантанид) сокращением.

Поэтому в боковых подгруппах металлические свойства уменьшаются по мере увеличения заряда ядра (за исключением боковой подгруппы третьей группы).

Радиус катиона меньше, чем радиус соответствующего атома, и по мере увеличения положительного заряда катиона его радиус уменьшается. Напротив, радиус аниона всегда больше радиуса соответствующего атома. Изоэлектрические частицы – это частицы (атомы и ионы), которые имеют одинаковое число электронов. В серии изоэлектронных ионов радиус уменьшается, когда радиус отрицательного иона уменьшается, а радиус положительного иона увеличивается. Такое снижение происходит, например, в серии: “O`^(2-)“, “F`^-“, “Na`^+`, “Mg`^(2+)“, “Al`^(3+)“.

Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома в основном состоянии. Характеризует восстановительные (металлические) свойства атомов и обычно выражается в электронвольтах `(1 “эВ”=96,485 “кДж”//”моль)`. В периоде слева направо энергия ионизации увеличивается по мере увеличения заряда ядра и уменьшения радиуса атомов. В главных подгруппах сверху вниз она уменьшается по мере увеличения расстояния электрона от ядра и усиления экранирующего эффекта внутренних электронных слоев.

Щелочные металлы имеют самую низкую энергию ионизации и поэтому обладают выраженными металлическими свойствами, в то время как благородные газы имеют самую высокую энергию ионизации.

Энергия, выделяемая при присоединении электрона к инертному атому. Он характеризует окислительные (неметаллические) свойства атомов. Как и энергия ионизации, она обычно выражается в электронвольтах. Галогены имеют наибольшее сродство к электрону, щелочные металлы – наименьшее.

Фтор – самый сильный окислитель из всех элементарных окислителей (он также имеет наименьший атомный радиус среди всех элементов VII группы).

Следует отметить, что, в отличие от ионизации, присоединение двух или более электронов к атому энергетически затруднено, и многочленные одноатомные отрицательные ионы, такие как “N^(3-)“ или “O^(2-)“, не существуют в свободном состоянии.

Нейтральные атомы со стабильными конфигурациями `s^2` и `s^2p^6` не обладают окислительной способностью. Для других элементов таблицы Менделеева окислительная способность нейтральных атомов увеличивается слева направо и снизу вверх.

Термин для оценки способности атома притягивать к себе электронную плотность при образовании химического соединения. Согласно одному из определений (Малликен), электроотрицательность можно определить как полусумму энергии ионизации и сродства к электрону:

Относительная ОЕ (OEO) фтора по Полингу равна четырем. Элементы подгруппы `(0.7 – 1.0)`, азот и хлор `(3)`, кислород `3.5`) и фтор имеют наименьший ЕЕР. EER элементов `d` лежит в диапазоне `1.2 – 2.2`, а элементов `f` – `1.1 – 1.2`.

В периодах ЭЭ увеличивается, а в группах уменьшается по мере увеличения `Z`, т.е. увеличивается от `Cs` к `F` по диагонали периодической таблицы. Это обстоятельство в определенной степени определяет диагональное сродство элементов.

Чтобы охарактеризовать состояние элементов в соединениях, необходимо использовать понятие степень окисления.

Под состоянием окисления понимается условный заряд атома элемента в соединении, рассчитанный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов и что валентные электроны притягиваются к наиболее электроотрицательному атому. Другими словами, Состояние окисления показывает, сколько собственных электронов атома он отдал (положительных) или притянул к себе чужие электроны (отрицательные).

Напишите электронную конфигурацию атома фосфора и составьте орбитальную диаграмму его валентного уровня. Определите все его возможные степени окисления. Напишите электронные конфигурации всех его заряженных частиц. Расположите эти молекулы в порядке увеличения радиуса.

Фосфор находится в третьем периоде, пятой группе, главной подгруппе. Следовательно, его электронная оболочка состоит из трех уровней. Валентный уровень состоит из внешних подуровней `s- и `p` (обозначены основной группой). Фосфор имеет в общей сложности пять валентных электронов (номер группы `5`). Атомная конфигурация $ <>_<31>mathrm

1^<2>2^<2>2

^<6>3^<2>3

^<3>$

Орбитальная диаграмма валентного уровня:

Для того чтобы принять конфигурацию инертного газа, фосфор может либо принять `3` электронов (в этом случае он примет конфигурацию аргона), либо отдать все свои валентные пять электронов (в этом случае он примет конфигурацию неона). Таким образом, низшая степень окисления фосфора – `(-3)`, а высшая – `(+5)`.

Для проявления степени окисления `(+5)` фосфор поглощает квант энергии и испаряет свои `3s` -электроны в пределах энергетического уровня на `3d` -подуровень:

Однако, в дополнение к этим крайним степеням окисления, фосфор может также проявлять промежуточную степень окисления `(+3)`, жертвуя свои неспаренные валентные электроны с `p` -подуровня.

Конфигурации заряженных частиц фосфора:

Расположим эти заряженные частицы в порядке увеличения радиуса. Обратите внимание, что число протонов в ядре неизменно, поэтому отрицательно заряженная частица, имеющая больше электронов, чем протонов, будет иметь больший радиус, и чем меньше заряд частицы, тем больше ее радиус. И наоборот, чем больше заряд частицы, тем меньше ее радиус, поскольку сила притяжения электронов к ядру в такой частице перевешивает силу межэлектронного отталкивания:

Атом состоит из положительно заряженных частиц (протонов), отрицательно заряженных частиц (электронов) и незаряженных нейтральных частиц (нейтронов). Поэтому электрон как часть атома меньше.

Что меньше: атом или электрон?

Атом состоит из положительно заряженных частиц (протонов), отрицательно заряженных частиц (электронов) и незаряженных нейтральных частиц (нейтронов). Поэтому электрон как часть атома меньше.

Правильный ответ – электрон.

Конечно, электрон меньше, хотя нас учили, что самая маленькая частица – это атом. Однако, если мы помним его структуру из школьных уроков физики, мы помним, что электрон вращается вокруг атома, поэтому он меньше своего “хозяина”.

Если мы говорим о химическом элементе, то его наименьшей частицей является атом.

На рисунке ниже показана структура атома, где мы видим электрон, самую маленькую частицу материи. Поэтому можно ясно увидеть и проверить, что электрон меньше атома, и в

Что меньше: атом или электрон?

Электрон является частью атома, что означает, что атом больше электрона.

А сколько – зависит от атома, который мы сравниваем.

Например, атом железа примерно в 60 раз больше электрона.

Атом – это очень маленькая часть.

Конечно, электрон, который наряду с нейтроном и протоном является частью атома и называется субатомной частицей.

Вопрос немного странный, потому что атом имеет отношение к химический элемент и является его наименьшей частицей,

а электрон также является частицей, но вещество! Конечно, он самый маленький по сравнению с самим атомом.

И заряды у них разные: у атома – “+”, у электрона – “-“.

Давайте посмотрим на рисунок.

Я помню из школьных уроков физики и химии, что атом больше электрона, потому что электрон является частью атома.

Атом – это наименьшая частица объекта или тела.

Электрон – это одна из элементарных частиц атома.

Меньше электронов …. Электроны движутся вокруг атома.

Я уверен, что такие вопросы очень часто встречаются в домашних заданиях по химии или физике, потому что помимо решения задач (как в химии, так и в физике), учитель также должен проверить знание теории.

Ответ лежит на поверхности. Вспомните, что атом состоит из ядра (и помните, что ядро содержит положительно заряженные протоны и нейтроны, которые не имеют заряда) и отрицательно заряженных электронов, которые вращаются по орбите.

Компонент (элемент/составная часть) не может быть больше целого (того же атома).

Мы считаем, что: меньший электрон.

Конечно, я не помню всего из своих уроков физики, но могу с уверенностью утверждать, что электрон меньше атома. Потому что сам атом состоит из электронов, протонов и нейтронов. Поэтому электрон является частью структуры атома, он меньше атома.

Шаблон:Main Атомы не имеют четкой внешней границы, поэтому их размеры определяются расстоянием между ядрами тех же атомов, которые образовали химическую связь (ковалентный радиус) или расстоянием до самой дальней стабильной электронной орбитали в электронной оболочке этого атома (атомный радиус). Этот радиус зависит от положения атома в периодической таблице, типа химической связи, числа ближайших атомов (координационного числа) и квантово-механического свойства, называемого спином. [19] В периодической таблице элементов размер атома увеличивается при движении сверху вниз по столбцу и уменьшается при движении по строке слева направо. [20] Соответственно, самый маленький атом – это атом гелия, радиус которого составляет 32 пм, а самый большой – атом цезия (225 пм).Шаблон:Sfn Эти размеры в тысячи раз меньше длины волны видимого света (400-700 нм), поэтому атомы невозможно увидеть с помощью оптического микроскопа. Однако отдельные атомы можно наблюдать с помощью сканирующего туннельного микроскопа.

Модели атомов

  • Кусочки материи. Демокрит считал, что свойства вещества определяются формой, массой и т.д. составляющих его атомов. Так, например, у огня острые атомы, поэтому огонь способен гореть; твердые тела шероховатые, поэтому они держатся вместе; вода гладкая, поэтому она может течь. Даже человеческая душа, по мнению Демокрита, состоит из атомов. [6]
  • Модель атома Томсона в 1904 году. (Модель пудинга с кишмишем). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как положительно заряженное тело, внутри которого заперты электроны. Она была окончательно опровергнута Резерфордом после его знаменитого эксперимента по рассеянию альфа-частиц.
  • Ранняя планетарная модель атома Нагаоки. В 1904 году японский физик Хантаро Нагаока предложил модель атома, основанную на планете Сатурн. В этой модели электроны вращались вокруг небольшого положительного ядра, соединенные в кольца. Эта модель оказалась несовершенной.
  • Планетарная модель атома Бора-Рутерфорда. В 1911 году [7] Эрнест Резерфорд, проведя ряд экспериментов, пришел к выводу, что атом подобен планетарной системе, в которой электроны движутся по орбитам вокруг тяжелого, положительно заряженного ядра, расположенного в центре атома (“атомная модель Резерфорда”). Однако такое описание атома противоречило классической электродинамике. Дело в том, что согласно классической электродинамике электрон, движущийся с центростремительным ускорением, должен излучать электромагнитные волны и, следовательно, терять энергию. Расчеты показали, что время, за которое электрон в таком атоме упадет в ядро, ничтожно мало. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых особых энергетических состояниях, не излучает энергию (“атомная модель Бора-Резерфорда”). Необходимость введения постулатов Бора была следствием осознания того, что классическая механика неприменима для описания атома. Дальнейшие исследования излучения атома привели к развитию квантовой механики, которая позволила объяснить подавляющее большинство наблюдаемых фактов.

Квантово-механическая модель атома

Современная модель атома является развитием планетарной модели Бора-Рутерфорда. Согласно современной модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако понятия квантовой механики не позволяют нам предположить, что электроны движутся вокруг ядра по каким-либо заданным траекториям (неопределенность координат электрона в атоме может быть сравнима с размером самого атома).

Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронных оболочек и описываются квантовой механикой. Положение атома в периодической таблице определяется электрическим зарядом его ядра (т.е. числом протонов), тогда как число нейтронов практически не влияет на химические свойства, и обычно нейтронов больше, чем протонов (см. атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нем равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома ничтожно мала (несколько сотых долей процента от массы ядра).

Масса атома обычно измеряется в атомных единицах массы (дальтонах), равных 1 12 масса атома стабильного изотопа углерода 12 C.

Прежде чем перейти к изучению свойств электрона и принципов создания электронных уровней, необходимо коснуться истории возникновения представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать всю историю происхождения атомной структуры, а остановимся лишь на самых последних и наиболее “правильных” концепциях, которые способны наиболее четко показать расположение электронов в атоме. Существование атомов как элементарных составляющих материи было впервые предложено древнегреческими философами (если одно тело начать делить пополам, другое снова пополам и так далее, то этот процесс не может продолжаться бесконечно; мы остановимся на частице, которую уже не сможем разделить – это и будет атом). После этого история строения атома пошла по сложному пути и появились различные концепции, такие как неделимость атома, томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой моделью атома была модель, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где ядро атома действует как солнце, а электроны движутся вокруг него как планеты. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании структуры атома. Однако такая планетарная модель строения атома противоречила классической механике. Дело в том, что во время движения электрона по орбите он должен был потерять свою потенциальную энергию и в конце концов “упасть” на ядро, и атом должен был прекратить свое существование. Этот парадокс был устранен введением постулатов Нильсом Бором. Согласно этим постулатам, электрон движется по стационарным орбитам вокруг ядра и при нормальных условиях не поглощает и не излучает энергию. Эти постулаты показывают, что законы классической механики не подходят для описания атома. Эта модель атома называется моделью Бора-Резерфорда. Продолжением планетарной структуры атома является квантово-механическая модель атома, согласно которой мы будем рассматривать электрон.

Структура атома

Атом (от греч. atomos – неделимый) – одноядерная, химически неделимая частица химического элемента, носитель свойств материи. Вещества состоят из атомов. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного облака электронов. Атом в целом электрически нейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Z положительно заряженные протоны (заряд протона равен +1 в условных единицах) и N нейтроны, которые не имеют заряда (число нейтронов может быть равно или немного больше или меньше числа протонов). Протоны и нейтроны называются нуклонами, или частицами ядра. Поэтому заряд ядра определяется только числом протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые образуют электронное облако. Количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (1 и 1 а.е.м. соответственно). Масса атома зависит в основном от массы его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1836 раз меньше массы протона и нейтрона и редко учитывается в расчетах. Точное число нейтронов можно получить из разницы между массой атома и числом протонов (N=AZ). Вид атома химического элемента с ядром, состоящим из точно определенного числа протонов (Z) и нейтронов (N), называется нуклидом (это могут быть как разные элементы с одинаковым общим числом нуклонов (изобары) или нейтронов (изотоны), так и один химический элемент с одним числом протонов, но разным числом нейтронов (изомеры).

элементарная частицазаряд (условные единицы)заряд (Cl)масса (а.у.м.)масса (г)
протон+11,6·10×10 -1911,7·10×10 -24
нейтрон0011,7·10×10 -24
электрон-1-1,6·10×10 -1909,1·10×10 -28

Поскольку практически вся масса сосредоточена в ядре атома, а его размеры ничтожны по сравнению с общим объемом атома, принято считать, что ядро – это материальная точка, покоящаяся в центре атома, а сам атом рассматривается как совокупность электронов. В химической реакции ядро атома не затрагивается (за исключением ядерных реакций), как и внутренние уровни электронов, а только электроны из внешней электронной оболочки. По этой причине необходимо знать свойства электрона и принципы создания электронных оболочек в атомах.

Прежде чем познакомиться со свойствами электрона и принципами создания электронных оболочек, необходимо коснуться истории представлений о строении атома. Мы не будем рассматривать всю историю создания атомной структуры, а остановимся лишь на самых последних и наиболее “правильных” концепциях, которые наиболее четко показывают, как устроены электроны в атоме. Существование атомов как элементарных составляющих материи впервые предположили древнегреческие философы (если одно тело начать делить пополам, другое снова пополам и так далее, то этот процесс не может продолжаться бесконечно; мы остановимся на частице, которую уже не сможем разделить – это и будет атом). Затем история строения атома пошла по сложному пути и появились различные концепции, такие как неделимость атома, томсоновская модель атома и другие. Наиболее близкой моделью атома была модель, предложенная Эрнестом Резерфордом в 1911 году. Он сравнил атом с солнечной системой, где ядро атома действует как солнце, а электроны движутся вокруг него как планеты. Размещение электронов на стационарных орбитах было очень важным шагом в понимании структуры атома. Однако такая планетарная модель строения атома противоречила классической механике. Дело в том, что во время движения электрона по орбите он должен был потерять свою потенциальную энергию и в конце концов “упасть” на ядро, и атом должен был прекратить свое существование. Этот парадокс был устранен введением постулатов Нильсом Бором. Согласно этим постулатам, электрон движется по стационарным орбитам вокруг ядра и при нормальных условиях не поглощает и не излучает энергию. Эти постулаты показывают, что законы классической механики не подходят для описания атома. Эта модель атома называется моделью Бора-Резерфорда. Продолжением планетарной структуры атома является квантово-механическая модель атома, согласно которой мы будем рассматривать электрон.

Электрон – это квазичастица, обладающая корпускулярно-волновым дуализмом: он является одновременно частицей (корпускулой) и волной. Свойства частиц включают массу электрона и его заряд, а свойства волн – способность к дифракции и интерференции. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона отражена в уравнении де Бройля:

Для электрона невозможно рассчитать траекторию его движения, мы можем говорить только о вероятности того, что электрон окажется в определенном месте вокруг ядра. По этой причине мы говорим не об орбитах движения электрона вокруг ядра, а об орбиталях, то есть о пространстве вокруг ядра, в котором электрона составляет более 95%. Для электрона невозможно точно измерить одновременно координату и скорость (принцип неопределенности Гейзенберга).

В современной квантово-механической теории электрон описывается набором квантовых чисел: n, l, ml, s и ms. Согласно принципу Паули, в одном атоме не может быть двух электронов с полностью идентичным набором всех квантовых чисел.
Главное квантовое число n определяет энергетический уровень электрона, т.е. на каком электронном уровне находится электрон. Главное квантовое число может принимать только целые значения больше 0: n=1;2;3. Максимальное значение n для данного атома элемента соответствует номеру периода, в котором элемент находится в периодической таблице Менделеева.
Орбитальное (дополнительное) квантовое число l определяет геометрию электронного облака. Он может содержать целочисленные значения от 0 до n-1. Для значения дополнительного квантового числа l используется с буквенным обозначением:

значение l01234
буквенное обозначениеspdfg

S-орбиталь имеет форму сферы, p-орбиталь – форму цифры восемь. Другие орбитали имеют очень сложную структуру, как, например, орбиталь d на рисунке.

Масса электрона мала по сравнению с массой любого атома, поэтому о ней обычно забывают на первых уроках химии, но она не настолько мала, чтобы о ней забыли в физике частиц или даже в понимании структуры атомов. Хотя электроны не вносят большого вклада в массу атома, масса электрона важна для определения размера атома.

Просто о сложном: бозоны, фермионы, кварки и другие элементарные компоненты Вселенной

Итак, все состоит из молекул, а молекулы состоят из атомов. Атом состоит из ядра и окружающего его облака электронов, которые совершают гораздо более сложные движения, чем просто вращение. Ядро примерно в 10 000 раз меньше размера атома, хотя составляет почти всю его массу, и состоит из протонов и нейтронов.

На этом обычно заканчивается большинство школьных курсов физики, но физика на этом не заканчивается. В 1950-х годах ученые знали о существовании пяти частиц, которые они назвали элементарными частицами. Это были протон, нейтрон, электрон, фотон и электронное нейтрино.

Всего за несколько десятилетий (с появлением первых коллайдеров) появились десятки частиц, которые можно отнести к элементарным, и их число продолжает расти. Необходимо было переосмыслить понятие “элементарная частица” – и в то же время изобрел новую теорию, еще глубже проникнув в структуру материи.

Со временем возникла теория под названием Стандартная модель, описывающая все известные взаимодействия (кроме гравитации).

С древних времен физика отделяла материю от сил (взаимодействий). Эта идея также присутствует в Стандартной модели. Все элементарные частицы в нем разделены на “кирпичики материи” – фермионы и переносчики взаимодействий – бозоны. Эти классы частиц сильно отличаются друг от друга, и одно из самых ярких отличий – отсутствие принципа запрета Паули для бозонов. Грубо говоря, в одной точке пространства не может быть более одного фермиона, но может быть любое количество бозонов.

Бозоны

В Стандартной модели существует только шесть элементарных бозонов. Фотон не имеет электрического заряда, он несет в себе электромагнитное взаимодействие – то самое, которое связывает атомы в молекулы. Глеон осуществляет сильное взаимодействие и имеет свой собственный тип заряда (подробнее об этом далее в статье). Именно сильное взаимодействие отвечает за ядерные силы, которые связывают протоны и нейтроны в ядрах.

W+, W- и Z0 означают, что бозоны являются положительно, отрицательно и нейтрально заряженными (незаряженными) соответственно. Они отвечают за так называемое слабое взаимодействие, которое может превращать одну частицу в другую.

Простейшим примером слабого взаимодействия является распад нейтрона: один из кварков, составляющих нейтрон, испускает W-бозон и превращается в другой кварк, а W-бозон распадается на электрон и нейтрино.

Остается последний бозон – бозон Хиггса. Теоретически он был предсказан в 1960-х годах, но его существование было подтверждено экспериментально только в 2013 году. Она отвечает за инерционную массу элементарных частиц – именно ту массу, которая отвечает за эффекты инерции, а не гравитации. До сих пор не существует квантовой теории, которая сочетала бы в себе и инерцию, и гравитацию.

Фермионы

Элементарных фермионов гораздо больше, чем элементарных бозонов. Они делятся на два класса: лептоны и кварки. Они отличаются тем, что кварки участвуют в сильных взаимодействиях, а лептоны – нет.

Лептоны

Лептоны бывают трех поколений, по два лептона в каждом поколении, один заряженный и один нейтральный. Первое поколение: электрон и электронное нейтрино, второе поколение: мюон и мюонное нейтрино, третье поколение: тау-лептон и тау-нейтрино. Лептоны очень похожи друг на друга, мюоны и тау-лептоны (как и электроны) могут образовывать атомы, замещая электроны на своих орбиталях.

Основное различие между ними заключается в их массе: мюон в 207 раз тяжелее электрона, а тау-лептон в 17 раз тяжелее мюона. Аналогично должно быть и с нейтрино, но их массы настолько малы, что они еще не измерены. Эти массы определенно ненулевые, доказательство этого факта было удостоено Нобелевской премии в 2015 году.

Мюон и тау-лептон нестабильны: время жизни мюона составляет около 0,2 миллисекунды (что на самом деле довольно долго), тау-лептон распадается примерно в 17 раз быстрее. Особенностью нейтрино является то, что они участвуют только в слабых взаимодействиях, что делает их очень трудными для захвата.

Они также могут менять свое разнообразие по желанию: например, электронное нейтрино может внезапно превратиться в мюонное нейтрино или наоборот. В отличие от бозонов, у лептонов есть античастицы. Таким образом, всего существует не 6 лептонов, а 12.

Кварки

В английском языке слово funny может означать “смешной” и “странный”. Кварки – это именно то, что означает “забавный”. Они называются забавно: вверх, вниз, странные, очарованные, прекрасные и настоящие. И они ведут себя очень странно. Существует три поколения кварков, по два кварка в каждом, и, подобно им, все они имеют античастицы. Кварки участвуют как в электромагнитном, так и в слабом и сильном взаимодействии.

Напомним, что фермионы, участвующие в сильном взаимодействии, называются адронами; таким образом, адроны – это частицы, состоящие из кварков. Именно поэтому Большой адронный коллайдер фактически называется адронным коллайдером: в нем сталкиваются протоны или атомные ядра (адроны), но не электроны. Кварки любят формировать себя в частицы, состоящие из трех и двух кварков, но они никогда не появляются поодиночке. В этом и заключается их странность.

Частицы с тремя кварками называются барионами, а частицы с двумя кварками – мезонами.

Почему они так поступают? Это связано с особенностями сильного взаимодействия, которое удерживает кварки вместе в адронах. Сильное взаимодействие очень интересно: вместо одного заряда, как в электромагнитном взаимодействии, сильное взаимодействие имеет три заряда. И оказывается, что существуют только нейтральные частицы, а нейтральная частица может быть нейтральной только в том случае, если она имеет либо три разных заряда одного знака, либо два одинаковых заряда разных знаков.

Из-за этой особенности (и для удобства) заряды стали называть красным, зеленым и синим, а соответствующие отрицательные заряды – антикрасным, антизеленым и антисиним. Оказывается, если взять красный, зеленый и синий цвета, то получится белый, который является нейтральным; если взять красный и антикрасный, то тоже получится белый.

Это легко запомнить, но стоит подчеркнуть, что это не имеет ничего общего с цветами, к которым мы привыкли в жизни. Это просто хорошая и удобная аналогия для смешивания. В Стандартной модели каждый кварк может иметь любой из трех цветов, а антикварк может иметь любой из трех “антицветов”.

Оказывается, что ни один из кварков не может быть зарегистрирован напрямую, потому что свободно могут существовать только бесцветные частицы, а кварки “окрашены”. Эта особенность их поведения называется заключением.

Закрытие

Хорошо – допустим, что кварки не могут существовать свободно. Но что если взять мезон, состоящий из двух кварков, и разделить его на две части? Не получим ли мы два кварка? (На самом деле, нет.) Представьте, что мезон сильно растянут.

В отличие от электромагнитного взаимодействия, чем сильнее сильное взаимодействие, тем дальше друг от друга, до определенного предела, находятся взаимодействующие частицы. Она подобна пружине: чем больше она растягивается, тем больше сжимается и тем больше у нее энергии.

Чтобы стянуть кварки плотнее друг к другу, сильное взаимодействие создает новые глюоны. И чем больше мы их растягиваем, тем больше глюонов создается. Но в какой-то момент энергия этих глюонов становится настолько высокой, что выгоднее создать новую кварк-антикварковую пару, чем продолжать производить глюоны.

Многие глюоны исчезают, а на их месте появляются кварки и антикварки. Когда появляется кварк-антикварковая пара, из четырех кварков образуются два мезона, каждый из которых бесцветен.

Может показаться, что теория самодостаточна, что кварки на самом деле не существуют, и что ограничение – это, по сути, костыль, придуманный только для того, чтобы остановить поиски кварков; что это просто удобная модель, не имеющая физической основы. Долгое время в научных кругах существовала такая мысль.

Однако поздние теоретические исследования и недавние экспериментальные исследования показывают, что кварки могут покидать адроны при определенных условиях. Более того, такое состояние материи существовало почти сразу после большого взрыва, и только после сильного охлаждения кварки связались в адроны. Это состояние материи в настоящее время изучается на Большом адронном коллайдере в рамках эксперимента ALICE.

Для этого требуется температура в два триллиона градусов. Такое состояние материи называется кварк-глюонной плазмой.

Чтобы понять, что такое кварк-глюонная плазма, полезно использовать аналогию. Представьте себе воду в состоянии невесомости. Он находится в состоянии жидкого агрегата, и из-за сил поверхностного натяжения имеет форму шара – можно сказать, что он измельчен в него. Давайте начнем повышать температуру.

При достижении температуры 100 градусов вода закипает, активно испаряется и в конечном итоге полностью превращается в пар, который уже не обладает силой поверхностного натяжения. Явление превращения воды в пар называется фазовым переходом.

Если вы продолжите нагревать пар, то при температуре около 1400 градусов молекулы воды разделятся на водород и кислород – диссоциируют – и вода превратится в смесь кислорода и водородной плазмы. Это еще один переходный этап. Теперь возьмите газ – но не молекулы воды, а адроны – и начните его нагревать.

Его нужно сильно нагреть, потому что для фазового перехода необходима температура около двух триллионов градусов. При этой температуре адроны “диссоциируют”, так сказать, на свободные кварки и глюоны. Таким образом, адрон совершит фазовый переход в состояние кварк-глюонной плазмы. Это явление называется деконфайнментом, который представляет собой процесс высвобождения кварков из адронов.

В поисках теории всего

Стандартная модель ждала последнего экспериментального подтверждения около 50 лет, но теперь бозон Хиггса найден – что дальше? Можно ли теперь считать, что великие открытия закончились? Конечно, нет. Стандартная модель изначально не претендовала на роль теории всего (поскольку не включала описание гравитации).

Более того, в декабре прошлого года ATLAS и CMS совместно опубликовали работы о возможном открытии новой тяжелой частицы, которая не вписывается в Стандартную модель. И физики не огорчены, наоборот, они счастливы, потому что Большой адронный коллайдер был построен не для подтверждения того, что уже известно, а для открытия нового. И точно так же “новая физика” не говорит о том, что Стандартная модель будет списана и предана анафеме.

Мы ученые, и если что-то определенно работает (а Стандартная модель это доказала), то это должно быть частным случаем любой новой теории, иначе новая теория будет противоречить старым экспериментам. Например: ньютоновская механика является отличной моделью для описания движения при малых (намного ниже скорости света) скоростях – несмотря на то, что мы уже знаем специальную теорию относительности.

Аналогично, когда появятся новые модели (или модификации Стандартов), возникнут условия, при которых то, что мы знаем сейчас, окажется верным.

> 0

5 Степень окисления элементов

Состояние окисления элемента – это положительное или отрицательное число, присваиваемое элементу в его соединениях, предполагая, что он состоит из ионов. Обычно состояние окисления не отражает фактический заряд данного атома, поэтому является формальной величиной.

В простых веществах степень окисления химического элемента принимается равной нулю. Возможные состояния окисления элемента в комплексных соединениях с другими элементами определяются строением его атома, в частности, числом его валентных электронов, и поэтому периодически изменяются в соответствии с периодом и группой системы Д. И. Менделеева. Таким образом, все s-элементы, за исключением нулевого состояния окисления, имеют только одно состояние окисления: +1 и +2 для элементов 1 и 2 групп соответственно, что соответствует числу валентных электронов в атомах элементов. Для p-элементов с увеличением числа валентных электронов увеличивается разнообразие возможных для них состояний окисления. Например, азот может существовать во всех состояниях окисления от -3 до +5, хлор – от -1 до +7. Следует отметить, что для элементов нечетных групп энергетически более устойчивы нечетные состояния окисления, а для элементов четных групп – четные состояния окисления. Например, элемент хлор VII группы имеет наиболее устойчивые степени окисления -1, +1, +3, +5, +7, а элемент сера VI группы имеет наиболее устойчивые степени окисления -2, +2, +4 и +6.

Высшее состояние окисления элемента возникает, когда все валентные электроны его атома участвуют в образовании связей. Значение возможного максимального состояния окисления увеличивается с ростом периода и является наибольшим для p-элементов VII группы. Однако стабильность соединений в высшем окислительном состоянии снижается. Это связано с увеличением разности энергий ΔEsp между валентными s- и p-орбиталями, что уменьшает вероятность участия ns-электронов в образовании химической связи. По этой причине, например, он снижает устойчивость в ряду оксоанионов элементов 3-го периода в высшем окислительном состоянии: SiO4 4 – – – PO4 3 – SO4 2 – – ClO4 – .

В группах p-элементов стабильность высшего состояния окисления уменьшается, но уменьшается немонотонно. Это связано с тем, что разница энергий между валентными s- и p-орбиталями в группах также изменяется немонотонно, т.е. наблюдается четкая вторичная периодичность. ΔEsp для элементов 3-го и 5-го периодов ниже, чем для элементов 4-го периода (Ge, As, Se, Br). Поэтому устойчивость соединений на высших степенях окисления элементов 3-го и 5-го периодов обычно выше, чем для аналогичных соединений элементов 4p. Например, стабильность галогенидов элементов 4-го периода мышьяка (AsCl5) и селена (SeF6) в их высших состояниях окисления ниже, чем стабильность аналогичных галогенидов 3-го элемента (PCl5SF6) и 5. (SbCl5, TeF6) периоды. Для атомов p-элементов 6-го периода, которые имеют большие различия между валентными s- и p-орбиталями, высшее состояние окисления является нестабильным.

Атомы почти всех d-элементов характеризуются различными положительными состояниями окисления. Почти все они имеют степень окисления +2. Возможно, самая высокая степень окисления элементов d возрастает при переходе от III группы к VIII группе и соответствует числу валентных электронов в атомах этих элементов: Sc +3 , Ti +4 , V +5 , Cr +6 , Mn +7 , Fe +8 . Элементы VIII – II группы имеют высшую степень окисления меньше, чем число валентных электронов в их атомах: Co +3 , Ni +4 , Cu +2 , Zn +2 . В группах d-элементов, в отличие от групп s- и p-элементов, стабильность высшей степени окисления возрастает с увеличением заряда ядра. Так, степень окисления +8 для железа является нехарактерной и соединения на этой степени окисления для него неустойчивы, в то время как для осмия (VIII) соединения очень стабильны. Другой пример: высшая степень окисления для хрома возможна для элемента VI группы в 4-м периоде +6, но наиболее стабильные соединения хрома находятся в степени окисления +3. Тогда как для вольфрама он находится в той же группе, но в 6-м периоде. период, наиболее стабильные соединения находятся в высшем окислительном состоянии +6. Объяснение этому можно дать, рассмотрев зависимость полной энергии ионизации от выхода всех шести валентных электронов Ei1-6 для этих атомов на порядковый номер элемента. Как видно из рис.1, в группе с увеличением атомного номера эта величина уменьшается.

Рис.1. Полная энергия ионизации при вылете шести электронов для d-элементы VI-группа

 

Читайте далее:
Сохранить статью?