В кінці 19-го та на початку 20-го століть, фізики відкрили першу з субатомних частинок — електрон, а дещо пізніше атомне ядро, таким чином показавши, що атом не є неподільний. Розвиток квантової механіки дозволив пояснити не лише будову атомів, а також іхні властивості: оптичні спектри, здатність вступати в реакції й утворювати молекули, тощо.

Загальна характеристика будови атома

Сучасні уявлення про будову атома базуються на квантовій механіці.

На популярному рівні будову атома можна викласти у рамках хвильової моделі, яка опирається на модель Бора, але враховує також додаткові відомості з квантової механіки.

Хвильові функції орбіталей електронів в атомі.

За цією моделлю:
Атоми складаються із елементарних частинок (протонів, електронів, та нейтронів). Маса атома в основному зосереджена в ядрі, тому більша частина об'єму відносно порожня. Ядро оточене електронами. Кількість електронів дорівнює кількості протонів у ядрі, кількість протонів визначає порядковий номер елемента в періодичній системі. У нейтральному атомі сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному зарядові протонів. Атоми одного елемента з різною кількістю нейтронів називаються ізотопами.
У центрі атома знаходиться крихітне, позитивно заряджене ядро, що складається з протонів та нейтронів.
Ядро атому приблизно в 10 000 разів менше, ніж сам атом. Таким чином, якщо збільшити атом до розмірів аеропорту Бориспіль, розмір ядра буде меншим від розміру кульки для настільного тенісу.
Ядро оточене електронною хмарою, яка займає більшу частину його об'єму. В електронній хмарі можна виділити оболонки, для кожних з яких існує кілька можливих орбіталей. Заповнені орбіталі складають електронну конфігурацію, властиву для кожного хімічного елемента.
Кожна орбіталь може містити до двох електронів, що характеризуються трьома квантовими числами: основним, орбітальним і магнітним.
Кожен електрон на орбіталі має унікальне значення четвертого квантового числа: спіну.
Орбіталі визначаються специфічним розподілом ймовірності того, де саме можна знайти електрон. Приклади орбіталей та їхні позначення приведені на рисунку праворуч. «Границею» орбіталі вважається відстань, на якій імовірність того що електрон може перебувати поза нею є меншою 90 %.
Кожна оболонка може містити не більше від строго визначеного числа електронів. Наприклад, найближча до ядра оболонка може мати максимум два електрони, наступна — 8, третя від ядра — 18 і так далі.
Коли електрони приєднуються до атому, вони опускаються на орбіталь із найнижчою енергією. Лише електрони зовнішньої оболонки можуть брати участь в утворенні міжатомних зв'язків. Атоми можуть віддавати та приєднувати електрони, стаючи позитивно або негативно зарядженими іонами. Хімічні властивості елемента визначаються тим, з якою легкістю ядро може віддавати або здобувати електрони. Це залежить як від числа електронів так і від ступеня заповненості зовнішньої оболонки.

Розмір атома

Розмір атома є величиною, що важко піддається вимірюванню, адже центральне ядро оточує розмита електронна хмара. Для атомів, що утворюють тверді кристали, відстань між суміжними вузлами кристалічної ґратки може слугувати наближеним значенням їхнього розміру. Для атомів, що кристалів не формують, використовують інші техніки оцінки, включаючи теоретичні розрахунки. Наприклад, розмір атому водню оцінюють як 1,2×10-10 м). Це значення можна порівняти з розміром протона (що є ядром атому водню): 0,87×10-15 м і переконатися в тому, що ядро атому водню в 100 000 разів менше, ніж сам атом. Атоми інших елементів зберігають приблизно те саме співвідношення. Причиною цього є те, що елементи із більшим позитивно-зарядженим ядром притягують електрони сильніше.

Ще одною характеристикою розмірів атома є радіус ван дер Ваальса — віддаль, на яку до даного атома може наблизитися інший атом. Міжатомні віддалі в молекулах характеризуються довжиною хімічних зв'язків або ковалентним радіусом.

Ядро
Докладніше: Ядро атома

Основна маса атома зосереджена у ядрі, яке складається з нуклонів: протонів і нейтронів, зв'язаних між собою силами ядерної взаємодії.

Кількість протонів у ядрі атома визначає його атомним номером і те, якому елементові належить атом. Наприклад, атоми вуглецю містять 6 протонів. Всі атоми із певним атомним номером мають однакові фізичні характеристики й проявляють однакові хімічні властивості. В періодичній таблиці елементи перелічені в порядку зростання атомного номеру.

Загальна кількість протонів та нейтронів в атомі елементу визначає його атомну масу, оскільки протон та нейтрон мають масу приблизно рівну 1 а.о.м. Нейтрони в ядрі не впливають на те, якому елементові належить атом, але хімічний елемент може мати атоми із однаковою кількістю протонів і різною кількістю нейтронів. Такі атоми мають однаковий атомний номер, але різну атомну масу, й називаються ізотопами елементу. Коли пишуть назву ізотопу, після неї пишуть атомну масу. Наприклад, ізотоп вуглець-14 містить 6 протонів та 8 нейтронів, що в сумі складає атомну масу 14. Інший популярний метод нотації полягає в тому, що атомна маса позначається верхнім індексом перед символом елементу. Наприклад, вуглець-14 позначається, як 14C.

Атомна маса елементу наведена в періодичній таблиці є усередненим значенням маси ізотопів що зустрічаються в природі. Усереднення проводиться відповідно до поширеності ізотопу в природі.

Із збільшенням атомного номера зростає додатній заряд ядра, а, отже, кулонівське відштовхування між протонами. Щоб втримати протони вкупі необхідно дедалі більше нейтронів. Проте велика кількість нейтронів нестабільна, і ця обставина накладає обмеження на можливий заряд ядра і кількість хімічних елементів, що існують в природі. Хімічні елементи з великими атомними номерами мають дуже малий час життя, можуть бути створені лише при бомбардуванні ядер легших елементів іонами, й спостерігаються лише під час експериментів з використанням прискорювачів. Станом на лютий 2008 року найважчим синтезованим хімічним елементом є унуноктій[1]

Чимало ізотопів хімічних елементів нестабільні й розпадаються з часом. Це явище використовується радіоелементним аналізом для визначення віку об'єктів, що має велике значення для археології та палеонтології.

Модель Бора

Модель атома Нільса Бора

Модель Бора — перша фізична модель, яка зуміла правильно описати оптичні спектри атома водню[2]. Після розвитку точніших методів квантової механіки модель Бора має тільки історичне значення, але завдяки своїй простоті вона досі широко викладається й використовується для якісного розуміння будови атома.

Модель Бора базується на планетарній моделі Резерфорда[3], що описує атом як маленьке позитивно заряджене ядро із негативно зарядженими електронами на орбітах на різних рівнях, що нагадує структуру сонячної системи. Резерфорд запропонував планетарну модель, щоб пояснити результати своїх експериментів з розсіювання альфа-частинок металевою фольгою. За планетарною моделлю атом складається із важкого ядра, навколо якого обертаються електрони. Але те, чому електрони, що обертаються навколо ядра, не падають по спіралі на нього, було незбагненним для тогочасних фізиків. Справді, згідно з класичною теорією електромагнетизму електрон, який обертається навколо ядра повинен випромінювати електромагнітні хвилі (світло), що призвело б до поступової втрати ним енергії і падіння на ядро. Тому, яким чином атом може взагалі існувати? Більш того, дослідження електромагнітного спектру атомів показали, що електрони в атомі можуть випромінювати світло лише певної частоти.

Ці труднощі були подолані в моделі запропонованій Нільсом Бором у 1913, яка постулює, що:
Електрони можуть знаходитись лише на орбітах, що мають дискретні квантовані енергії. Тобто можливими є не будь-які орбіти, а лише деякі специфічні. Точні значення енергій допустимих орбіт залежать від атому.
Закони класичної механіки не діють, коли електрони переходять із однієї допустимої орбіти на іншу.
Коли електрон переходить із однієї орбіти на іншу, різниця в енергії випромінюється (або поглинається) єдиним квантом світла (фотоном), частота якого напряму залежить від енергетичної різниці між двома орбітами.

де ν — це частота фотона, E — різниця енергій, а h — константа пропорційності, також відома як стала Планка.
Визначивши, що можна записати

де ω це кутова частота фотона.
Допустимі орбіти залежать від квантованих значень кутового орбітального моменту L, що описується рівнянням

де n = 1,2,3,…
та називається квантовим числом кутового моменту.

Ці припущення дозволили пояснити результати тогочасних спостережень, наприклад, чому спектр складається із дискретних ліній. Припущення (4) стверджує, що найменше значення n — це 1. Відповідно, найменший допустимий радіус атома дорівнює 0,526 Å (0,0529 нм = 5,28 · 10-11 м). Це значення відоме як радіус Бора.

Іноді модель Бора називають напівкласичною, через те, що, хоча вона включає деякі ідеї квантової механіки, вона не є повним квантовомеханічним описом атома водню. Проте модель Бора була значним кроком до створення такого опису.

При строгому квантовомеханічному описі атома водню рівні енергії знаходяться із розв'язку стаціонарного рівняння Шредінгера. Ці рівні характеризуються трьома зазначеними вище квантовими числами, формула для квантування кутового моменту інша, квантове число кутового моменту дорівнює нулю для сферичних s-орбіталей, одиниці для витягнутих гантелеподібних p-орбіталей і так далі (дивись рисунок вгорі).

Енергія атома та її квантування
Докладніше: Квантова механіка

Значення енергії, які може мати атом, обчислюються й інтерпретуються, виходячи з положень квантової механіки. При цьому враховуються такі фактори, як електростатична взаємодія електронів з ядром та електронів між собою, спіни електронів, принцип нерозрізнюваності часток. У квантовій механіці стан, в якому перебуває атом описується хвильовою функцією, яку можна знайти з розв'язку рівняння Шредінгера. Існує певний набір станів, кожен із яких має певне значення енергії. Стан із найменшою енергією називається основним станом. Інші стани називаються збудженими. Атом перебуває в збудженому стані скінченний час, випромінюючи рано чи пізно квант електромагнітного поля (фотон) і переходячи в основний стан. В основному стані атом може перебувати довго. Щоб збудитися, йому потрібна зовнішня енергія, яка може надійти до нього тільки із зовнішнього середовища. Атом випромінює чи поглинає світло лише певних частот, які відповідають різниці енергій його станів.

Можливі стани атома індексуються квантовими числами, такими як спін, квантове число орбітального моменту, квантове число повного моменту. Детальніше про їхню класифікацію можна прочитати в статті електронні терми атомів

Електронні оболонки складних атомів

Складні атоми мають десятки, а для дуже важких елементів, навіть сотні електронів. Згідно з принципом нерозрізнюваності часток електронні стани атомів формуються всіма електронами, й неможливо визначити, де перебуває кожен із них. Однак, в так званому одноелектронному наближенні, можна говорити про певні енергетичні стани окремих електронів.

Згідно з цими уявленнями існує певний набір орбіталей, які заповнюються електронами атома. Ці орбіталі утворюють певну електронну конфігурацію. На кожній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів (принцип виключення Паулі). Орбіталі групуються в оболонки, кожна з яких може мати лише певне фіксоване число орбіталей (1, 4, 10 тощо). Орбіталі поділяють на внутрішні й зовнішні. В основному стані атома внутрішні оболонки повністю заповнені електронами.

На внутрішніх орбіталях електрони перебувають дуже близько до ядра й сильно до нього прив'язані. Щоб вирвати електрон з внутрішньої орбіталі потрібно надати йому велику енергію, до кількох тисяч електрон-вольт. Таку енергію електрон на внутрішній оболонці може отримати лише поглинувши квант рентгенівського випромінювання. Енергії внутрішніх оболонок атомів індивідуальні для кожного хімічного елемента, а тому за спектром рентгенівського поглинання можна ідентифікувати атом. Цю обставину використовують в рентгенівському аналізі.

На зовнішній оболонці електрони перебувають далеко від ядра. Саме ці електрони беруть участь в формуванні хімічних зв'язків, тому зовнішню оболонку називають валентною, а електрони зовнішньої оболонки валентними електронами.

Квантові переходи в атомі

Між різними станами атомів можливі переходи, викликані зовнішнім збуренням, найчастіше електромагнітним полем. Внаслідок квантування станів атома оптичні спектри атомів складаються із окремих ліній, якщо енергія кванта світла не перевищує енергію іонізації. При вищих частотах оптичні спектри атомів стають неперервними. Ймовірність збудження атома світлом падає із подальшим ростом частоти, але різко зростає при певних характерних для кожного хімічного елемента частотах в рентгенівському діапазоні.

Збуджені атоми випромінюють кванти світла з тими ж частотами, на яких відбувається поглинання.

Переходи між різними станами атомів можуть викликатися також взаємодією із швидкими зарядженими частками.

Хімічні властивості атома визначаються в основному валентними електронами — електронами на зовнішній оболонці. Кількість електронів на зовнішній оболонці визначає валентність атома.

Атоми останнього стовпчика періодичної таблиці елементів мають повністю заповнену зовнішню оболонку, а для переходу електрона на наступну оболонку потрібно надати атому дуже велику енергію. Тому ці атоми інертні, не схильні вступати в хімічні реакції. Інертні гази зріджуються й кристалізуються тільки при дуже низьких температурах.

Атоми першого стовпчика періодичної таблиці елементів мають на зовнішній оболонці один електрон, і є хімічно активними. Їхня валентність дорівнює 1. Характерним типом хімічного зв'язку для цих атомів у кристалізованому стані є металічний зв'язок.

Атоми другого стовпчика періодичної таблиці в основному стані мають на зовнішній оболонці 2 s-електрони. Їхня зовнішня оболонка заповнена, тому вони мали б бути інертними. Але для переходу із основного стану із конфігурацією електронної оболонки s2 у стан із конфігурацією s1p1 потрібно дуже мало енергії, тож ці атоми мають валентність 2, проте вони проявляють меншу активність.

Атоми третього стовпчика періодичної таблиці елементів мають у основному стані електронну конфігурацію s2p1. Вони можуть проявляти різну валентність: 1, 3, 5. Остання можливість виникає тоді, коли електронна оболонка атома доповнюється до 8 електронів і стає замкнутою.

Атоми четвертого стовпчика періодичної таблиці елементів здебільшого мають валентність 4 (наприклад, вуглекислий газ CO2), хоча можлива й валентність 2 (наприклад, чадний газ CO). До цього стовпчика належить вуглець — елемент, який утворює найрізноманітніші хімічні сполуки. Сполукам вуглецю присвячений особливий розділ хімії — органічна хімія. Інші елементи цього стовпчика — кремній, германій при звичайних умовах є твердотільними напівпровідниками.

Елементи п'ятого стовпчика мають валентність 3 або 5.



Елементи шостого стовпчика періодичної таблиці в основному стані мають конфігурацію s2p4 і загальний спін 1. Тому вони двовалентні. Існує також можливість переходу атома в збуджений стан s2p3s' зі спіном 2, в якому валентність дорівнює 4 або 6.

Елементам сьомого стовпчика періодичної таблиці не вистачає одного електрона на зовнішній оболонці для того, щоб її заповнити. Вони здебільшого одновалентні. Проте можуть вступати в хімічні сполуки в збуджених станах, проявляючи валентності 3,5,7.

Для перехідних елементів характерне заповнення зовнішньої s-оболонки, перш ніж повністю заповнюється d-оболонка. Тому вони здебільшого мають валентність 1 або 2, але в деяких випадках один із d-електронів бере участь в утворенні хімічних зв'язків, і валентність стає рівною трьом.

При утворенні хімічних сполук атомні орбіталі видозмінюються, деформуються і стають молекулярними орбіталями. При цьому відбувається процес гібридизації орбіталей — утворення нових орбіталей, як специфічної суми базових.

Історія поняття атом
Детальніше у статті Атомістика

Поняття атом, як і саме слово, має давньогрецьке походження, хоча істинність гіпотези про існування атомів знайшла своє підтвердження лише в 20 столітті. Основною ідеєю, яка стояла за даним поняттям протягом всіх сторіч, було уявлення про світ як про набір величезної кількості неподільних елементів, які є дуже простими за своєю структурою і існують від початку часів.
[ред.]
Перші проповідники атомістичного вчення

Демокріт

Дальтон

Резерфорд

Першим почав проповідувати атомістичне вчення в 5 столітті до нашої ери філософ Левкіпп. Потім естафету підхопив його учень Демокріт. Збереглися лише окремі фрагменти їх робіт, з яких стає зрозумілим, що вони виходили з невеликої кількості досить абстрактних фізичних гіпотез:

«Солодкість і гіркота, спека і холод смисл визначення, насправді ж [тільки] атоми і пустота».

За Демокрітом, вся природа складається з атомів, найдрібніших часток речовини, які спочивають чи рухаються в абсолютно пустому просторі. Всі атоми мають просту форму, а атоми одного сорту є тотожними; різноманіття природи відображає різноманіття форм атомів і різноманіття способів, в які атоми можуть зчіплюватись між собою. І Демокріт, і Левкіп вважали, що атоми, почавши рухатись, продовжують рухатись по законам природи.

Найбільш важким для давніх греків було питання про фізичну реальність основних понять атомізму. В якому розумінні можна було говорити про реальність пустоти, якщо вона, не маючи матерії, не може мати ніяких фізичних властивостей? Ідеї Левкіпа та Демокріта не могли служити задовільною основою теорії речовини в фізичному плані, оскільки не пояснювали, ні з чого складаються атоми, ні чому атоми неділимі.

Через покоління після Демокріта, Платон запропонував своє рішення цієї проблеми: «найдрібніші частки належать не царству матерії, а царству геометрії; вони являють собою різні тілесні геометричні фігури, обмежені плоскими трикутниками».

Поняття атома в індійській філософії

Через тисячу років абстрактні міркування давніх греків проникли в Індію і були сприйняті деякими школами індійської філософії. Але тоді як західна філософія вважала, що атомістична теорія повинна стати конкретною і об'єктивною основою теорії матеріального світу, індійська філософія завжди сприймала матеріальний світ як ілюзію. Коли атомізм з'явився в Індії, то він прийняв форму теорії, за якою реальність у світі має процес, а не субстанція, і що ми присутні в світі як ланки процесу, а не як згустки речовини.

Тобто і Платон, і індійські філософи вважали приблизно так: якщо природа складається з дрібних, але скінченних за розмірами, часток, то чому їх не можна розділити, хоча б в уяві, на ще дрібніші часточки, які б стали предметом подальшого розгляду?

Атомістична теорія в римській науці

Римський поет Лукрецій (96 — 55 роки до н. е.) був одним з небагатьох римлян, які проявляли інтерес до чистої науки. В своїй поемі Про природу речей (De rerum natura) він детально вибудував факти, які свідчать на користь атомістичної теорії. Наприклад, вітер, який дує з великою силою, хоча ніхто не може його бачити, напевне складається з часток, замалих щоб їх розгледіти. Ми можемо відчувати речі на відстані по запаху, звуку і теплу, які поширюються, залишаючись невидимими.

Лукрецій пов'язує властивості речей з властивостями їх складових, тобто атомів: атоми рідини малі і мають округлу форму, тому рідина тече так легко і просочується через пористу речовину, тоді як атоми твердих речовин мають крючки, якими вони зчеплені між собою. Так само і різноманітні смакові відчуття і звуки різної гучності складаються з атомів відповідних форм — від простих і гармонійних до звивистих та нерегулярних.

Але вчення Лукреція були засуджені церквою, оскільки він дав досить матеріалістичну їх інтерпретацію: наприклад, уявлення про те, що Бог, запустивши один раз атомний механізм, більш не втручається в його роботу, чи те, що душа помирає разом з тілом.

Перші теорії про будову атома

Одна з перших теорій про будову атома, яка має вже сучасні обриси, була описана Галілеєм (1564—1642). За його теорією речовина складається з часток, які не перебувають в стані спокою, а під впливом тепла рухаються у всі сторони; тепло — є нічим іншим як рухом часток. Структура часток є складною, і якщо позбавити будь-яку частку її матеріальної оболонки, то зсередини бризне світло. Галілей був першим, хто, хоча і в фантастичній формі, представив будову атома.

Наукові основи

В 19 столітті Джон Дальтон одержав свідчення існування атомів, але припускав, що вони неподільні [4]. Ернест Резерфорд показав експериментально, що атом складається з ядра, оточеного негативно зарядженими частками — електронами.