Будова, розміри, властивості атомів та іонів, типи хімічного зв’язку та їх значення для геохімії

А́том — найменша частинка хімічного елемента, яка зберігає всі його хімічні властивості. Атом складається з щільного ядра з позитивно заряджених протонів та електрично нейтральних нейтронів, яке оточене набагато більшою хмарою негативно заряджених електронів. Коли число протонів відповідає числу електронів, атом електрично нейтральний; в іншому випадку це є іон, з певним електричним зарядом. Атоми класифікують відповідно до числа протонів та нейтронів: число протонів визначає хімічний елемент, а число нейтронів визначає нуклід елементу.

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.

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.

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.

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.

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

Загальна кількість протонів та нейтронів в атомі елемента 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.

Зараз виділяють чотири типи зв’язку: іонний, ковалентний, металічний і ван-дер-ваальський.

Іонний зв'язок має місце між протилежно зарядженими іонами різних елементів. Він утворюється в результаті електростатичного (кулонівського) притягання між катіонами і аніонами, найбільш характерний для атомів, що дають іони з 8-електронною конфігурацією типу інертних газів. Як приклад – кристали NaCl. Іонний зв'язок переважає у більшості мінералів земної кори – окислів і силікатів.

Ковалентний зв'язок досягається за рахунок обміну електронами між атомами. Йому належить вирішальна роль в утворенні молекул і в цьому відношенні він найбільш універсальний.

Ковалентний зв'язок утворюють як однакові атоми переважно неметалів, так і різні, але не дуже відмінні по природі. Цей зв'язок найбільш характерний для рідких і газоподібних речовин і менше – для кристалічних, в яких в результаті взаємодії електронів утворюється атомна решітка.

Металічний зв'язок здійснюється між атомами металів. Він визначається одночасною наявністю ковалентних зв’язків між нейтральними атомами і кулонівського притягання між іонами і вільними електронами. Найменш зв’язані з атомами валентні електрони, вони переміщуються між позитивними іонами і не мають з ними визначеного зв’язку. Таким чином, електрони в металах є спільними і належать одночасно всім іонам.

Ван-дер-ваальсовий зв'язок виникає при певному зближенні молекул, коли між ними з’являються особливі сили зв’язку, що отримали назву ван-дер-ваальсових. Ці сили проявляються в тілах всіх трьох агрегатних станів – газах, рідинах і твердих тілах. При цьому розрізняють ван-дер-ваальсові сили когезії, якщо зв'язок має місце між молекулами однієї й тієї ж речовини, і сили адгезії, якщо зв'язок здійснюється між молекулами різних речовин.

Енергія ван-дер-ваальсового зв’язку значно менша енергії інших типів зв’язку, але вона достатня для притягання молекул речовини в агрегати.