Cấu tạo nguyên tử: nguyên tử gồm những gì

Nguyên tử là hạt vô cùng nhỏ của nguyên tố hóa học, giữ nguyên các tính chất của nguyên tố đó. Cấu tạo của nó đơn giản hơn bạn nghĩ, chỉ gồm hai "bộ phận":

• Hạt nhân — trung tâm của nguyên tử. Nơi đây chứa hai loại hạt: proton mang điện tích dương và neutron không mang điện. Hạt nhân vô cùng nhỏ — nhỏ hơn nguyên tử khoảng 100.000 lần — nhưng lại tập trung hơn 99,9% khối lượng của nguyên tử.
• Lớp vỏ electron — không gian còn lại của nguyên tử, nơi các electron mang điện tích âm nhẹ chuyển động xung quanh hạt nhân.

Nếu phóng đại nguyên tử lên kích thước một sân vận động, hạt nhân sẽ chỉ là một hạt đậu ở giữa sân — phần còn lại là lớp vỏ electron "gần như trống rỗng".

Mọi nguyên tử trong vũ trụ đều được tạo thành từ ba loại hạt này — chỉ khác nhau về số lượng. Việc so sánh các hạt rất thuận tiện dựa trên ba đặc điểm: điện tích, khối lượng và "nơi cư trú".

Proton và neutron có khối lượng gần bằng nhau — khoảng 1 amu (đơn vị khối lượng nguyên tử). Electron nhẹ hơn chúng khoảng 1836 lần, vì vậy khối lượng của nó thường bị bỏ qua trong các phép tính. Tuy nhiên, điện tích của proton và electron bằng nhau về độ lớn và trái dấu: chừng nào số proton bằng số electron, nguyên tử đó trung hòa về điện.

Thành phần của bất kỳ nguyên tử nào cũng được mô tả bằng hai con số:

• Số hiệu nguyên tử Z — số lượng proton trong hạt nhân. Đây chính là số thứ tự của nguyên tố trong bảng tuần hoàn: số 1 là Hydro (1 proton), số 8 là Oxy (8 proton), số 79 là Vàng (79 proton). Do đó, trong mô hình hành tinh, số proton trong hạt nhân bằng số electron: nguyên tử trung hòa về điện, và mỗi proton tương ứng với đúng một electron.
• Số khối A — tổng số hạt trong hạt nhân: \(A = Z + N\), trong đó N là số neutron. Từ đó ta có công thức chính để giải bài tập: \(N = A - Z\).

Cách ghi thành phần nguyên tử: \(^{A}_{Z}\text{X}\). Ví dụ, \(^{35}_{17}\text{Cl}\) — Clo, có 17 proton và 35 − 17 = 18 neutron. Ghi chú dưới đây là toàn bộ thuật toán trong ba dòng.

Các electron không bay xung quanh hạt nhân một cách tùy tiện: chúng được sắp xếp trên các mức năng lượng (lớp vỏ). Lớp càng xa hạt nhân thì càng chứa được nhiều electron — số lượng tối đa được tính theo công thức \(2n^2\):

• Lớp thứ 1 — tối đa 2 electron;
• Lớp thứ 2 — tối đa 8;
• Lớp thứ 3 — tối đa 18;
• Lớp thứ 4 — tối đa 32.

Các lớp được lấp đầy theo thứ tự, từ gần đến xa. Ví dụ, Oxy (Z = 8) có cấu hình electron là 2, 6; Natri (Z = 11) là 2, 8, 1; Clo (Z = 17) là 2, 8, 7. Các electron ở lớp ngoài cùng được gọi là electron hóa trị — chính chúng tham gia vào các phản ứng hóa học và quyết định tính chất của nguyên tố.

Số lớp cũng được gợi ý bởi bảng tuần hoàn: nó bằng số thứ tự của chu kỳ mà nguyên tố đó thuộc về. Ở các lớp lớn hơn, các lớp được chia nhỏ thành các phân lớp s, p, d, f và viết cấu hình electron — ví dụ, Oxy là 1s²2s²2p⁴.

Không thể thay đổi số proton của một nguyên tố: nếu thêm một proton vào hạt nhân, bạn sẽ có một nguyên tố khác. Nhưng số neutron có thể thay đổi. Đồng vị là các nguyên tử của cùng một nguyên tố có cùng Z, nhưng số neutron khác nhau, dẫn đến số khối A khác nhau.

Ví dụ điển hình là Hydro và ba đồng vị của nó: Protium \(^{1}_{1}\text{H}\) (không có neutron), Deuterium \(^{2}_{1}\text{H}\) (1 neutron) và Tritium \(^{3}_{1}\text{H}\) (2 neutron). Về mặt hóa học, các đồng vị gần như không thể phân biệt: trong các phản ứng, electron đóng vai trò chính, và các đồng vị có số electron bằng nhau.

Chính vì các đồng vị mà khối lượng nguyên tử trong bảng tuần hoàn là số thập phân: đó là giá trị trung bình có trọng số của tất cả các đồng vị tự nhiên của nguyên tố. Ví dụ, Clo là 35,45 — vì Clo tự nhiên là hỗn hợp của Clo-35 và Clo-37.

Từ "nguyên tử" bắt nguồn từ tiếng Hy Lạp atomos — "không thể chia cắt": Democritus đã hình dung như vậy, và vào đầu thế kỷ XIX, J. Dalton đã xây dựng lý thuyết khoa học đầu tiên dựa trên ý tưởng này. Nhưng các khám phá vào cuối thế kỷ XIX – đầu thế kỷ XX đã cho thấy: nguyên tử có cấu trúc bên trong.

• 1897 — mô hình Thomson ("bánh pudding nho khô"). J. Thomson phát hiện ra electron và cho rằng các electron được nhúng vào một "môi trường" tích điện dương, giống như nho khô trong bánh pudding.
• 1911 — mô hình hành tinh của Rutherford. Khi bắn phá lá vàng bằng các hạt α, E. Rutherford phát hiện ra rằng hầu hết khối lượng và toàn bộ điện tích dương tập trung trong hạt nhân nhỏ bé, còn các electron chuyển động xung quanh nó như các hành tinh quanh Mặt Trời.
• 1913 — mô hình Bohr. Niels Bohr làm rõ: các electron không chuyển động trên bất kỳ quỹ đạo nào mà trên các quỹ đạo xác định với năng lượng cố định — từ đó xuất hiện các mức năng lượng.
• Thập niên 1920 — mô hình cơ học lượng tử. Vật lý hiện đại mô tả electron không phải là một quả cầu trên quỹ đạo, mà là đám mây electron — vùng không gian nơi có thể tìm thấy electron với xác suất nhất định.

Mô hình hành tinh với các mức năng lượng (như sơ đồ trên) vẫn được hóa học phổ thông sử dụng cho đến ngày nay: nó đủ chính xác để tính toán các hạt và sắp xếp electron.