Учебно-методический комплекс по дисциплине «концепции современного естествознания» для всех специальностей

Вид материала

Учебно-методический комплекс

Содержание Субатомные частицы Модели атома Масса атома Массовое число. Атомный номер. Символы нуклидов Атомная единица массы (а.е.м.). В шкале относительных атомных масс Относительная атомная масса А Электронное строение атомов Волновая природа электрона Уравнение де Бройля Электронная конфигурация Правило 1: принцип заполнения. Правило 2: принцип запрета Паули. Правило 3: правило Гунда. Учение о химической связи 2. Атомы могут также приобретать устойчивые внешние электронные конфигурации путем обобществления электронов.

Подобный материал:

• Учебно-методический комплекс Для студентов всех специальностей, кроме специальности, 519.51kb.
• Учебно-методический комплекс по дисциплине Концепции современного естествознания Направления, 781.33kb.
• Учебно-методический комплекс дисциплины концепции современного естествознания Специальность, 187.08kb.
• Гончарова Оксана Владимировна Кандидат биологических наук, доцент Концепции современного, 1123.43kb.
• Программа, методические указания и контрольные задания по дисциплине концепции современного, 717.75kb.
• Учебно-методический комплекс дисциплины концепции современного естествознания для студентов, 331.69kb.
• Учебно-методический комплекс по дисциплине «концепции современного естествознания», 613.37kb.
• В. А. Кныр концепции современного естествознания для студентов гуманитарных и экономических, 351.67kb.
• Учебно-методический комплекс по дисциплине ен. Ф. 04 Концепции современного естествознания, 726.55kb.
• Учебно-методический комплекс по дисциплине ен. Ф. 04 Концепции современного естествознания, 708.53kb.

Учение о строении атома

Субатомные частицы

В конце XIX века был сделан ряд открытий, показавших, что атом вовсе не является неделимой частицей, а состоит из субатомных частиц. Первое из этих открытий основывалось на изучении лучей, испускаемых отрицательно заряженным электродом. Существование этих катодных лучей было продемонстрировано в 70-х годах XIX века в целом ряде экспериментов, ко­торые выполнили Крукс и Гольдштейн. Например, в эксперименте Крукса с турбинкой катодные лучи вращали крохотную турбинку на стеклянной подвеске. В 1895 г. Вильгельм Рентген открыл Х-лучи, названные в дальнейшем рентгеновскими лучами. В следующем году Антуан Анри Беккерель показал, что соль урана самопроизвольно испускает неви­димое излучение, подобное рентгеновским лучам; явление было названо радиоактивностью. За свои исследования Рентген и Беккерель были удостоены Нобелевской премии.

Электрон. Электрон был первой из обнаружен­ных субатомных частиц. В 1874 г. Дж. Дж. Стоней предположил, что электрический ток представляет собой поток отрицательно заряженных частиц, названных им в 1891 г. электронами. Однако прио­ритет открытия электрона почти повсеместно приз­нается за Дж. Дж. Томсоном, который определил удельный заряд и относительную массу электрона.

Томсон открыл электрон в результате исследований с катодными лучами. Создав в разрядной трубке низкое давление и высокое напряжение (1500 В и выше), Томсон получил катодные лучи, которые образовывали на люминесцентном экране хорошо заметное пятно. Это пятно можно было отклонять в сторону с помощью электрического поля, создаваемого вторичными электродами. Пятно отклонялось в сторону также под действием магнитного поля, направленного перпендикулярно электрическому полю. Указанные наблюдения привели Томсона к периоду, что катодные лучи представляют собой поток отрицательно заряженных части, названных электронами. Проводя измерения напряженности магнитного и электрического полей и соответствующего отклонения пятна, Томсон смог вычислить отношение заряда к массе (е/т) для этих частиц. Он установил, что независимо от того, какой газ использовался для напол­нения разрядной трубки, значение е/т оставалось неизменным. На этом основании Томсон заключил, что атомы всех элементов содержат электроны.

В 1909 г. Р.Э. Милликен, проводя свои знаменитые эксперименты с капельками масла, определил заряд е электрона. В сочетании с найденным Томсоном значением отношения е/т это позволяло вычислить массу т электрона. Принятые в настоящее время значения этих величин составляют e = 1,602·10^-19 Кл, m_e = 9,110·10^-28 г.

Протон. Второй по очередности открытия субатомных частиц был протон. В 1886 г. Гольдштейн наблюдал положительно заряженные лучи, испускаемые перфорированным катодом. Он назвал их каналовыми лучами.

В 1899 г. Резерфорд открыл радиоактивное α- и β-излучение. Приблизительно в то же время Томсон предложил свою модель строения атома, позволяющую объяснить наличие у атома отрицательно и положительно заряженных частей (модель «сливового пудинга»).

В 1909 г. Резерфорд показал, что обнаруженное им ранее α-излучение обусловлено положительно заряженными атомами гелия. Однако установление истинной природы этих положительных частиц произошло лишь в 1914 г. после знаменитого экспе­римента Гейгера и Марсдена.

Ханс Гейгер и Эрнест Марсден были студентами Резерфорда. В 1910 г. они проводили эксперименты, в которых бомбардировали тонкие листки золотой фольги пучком α-частиц. Одни α-частицы проходили через фольгу без отклонения (линия А), другие отклонялись от первоначального направления (линия В). Ко всеобщему удивлению, приблизительно 1 из 20000 частиц отклонялась назад (линия С). Из этого эксперимента следовало, что в центре атома находится очень малое положительно заряженное ядро, окруженное относительно удаленными от него легкими отрицательно заряженными электронами. После этого Резерфорд предсказал существование протона и показал, что его масса более чем в 1800 раз должна превышать массу электрона.

Нейтрон. Существование нейтрона было предсказано Резерфордом в 1920 г., чтобы объяснить различие между атомной массой и атомным номером. Экспери­ментально нейтрон был обнаружен и 1932 г. Дж. Медником при изучении результатов бомбардировки бериллия с α-частицами. Бериллий испускал при этом частицы с большой проникающей способностью, которые не отклонялись в электрическом и магнитном нолях. Поскольку эти частицы были нейтральными, они получили название нейтронов.

Модели атома

В период открытия первых трех фундаментальных частиц (электрона, протона и нейтрона) был выдвинут целый ряд моделей строения атома. Томсонова модель «сливового пудинга» уподобляла атом сферическому «пудингу» с положитель­ным электрическим зарядом, в который вкраплены отрицательно заряженные шарики - электроны. После эксперимента Гейгера и Марсдена в 1910 г. Резерфорд предло­жил другую модель, согласно которой атом состоит из очень плотного тяжелого положительно заряженного ядра, окруженного облаком легких отрицательно заряжен­ных электронов. Позже, в 1913 г., Н. Бор создал планетарную модель атома, которая используется еще и в настоящее время. Подобно Резерфорду, Бор надставлял себе атом в виде положительно заряженного ядра, окруженного электро­нами. Однако он предположил, что электроны движутся вокруг ядра по устойчивым круговым орбитам. Этим орбитам соответствуют различные энергии. Перескакивая с одной орбиты на другую, электроны могут приобретать либо терять энергию.

Кванты. В 1900 г. Макс Планк предположил, что поглощение либо испускание энергии может осуществляться только строго определенными дискретными порциями, названными им квантами. Величина этих порций энергии Е предполагалась связанной с частотой ν излучения, переносящего энергию, коэффициентом пропорциональности h, получившим название постоянной Планка:

Е = h ν

Следовательно, чем больше энергия кванта, тем выше частота излучения.

В 1905 г. Альберт Эйнштейн постулировал, что любое излучение состоит из дискретных частиц - квантов излучения, называемых фотонами. Он использовал это представление, чтобы объяснить, почему поверхность металлов, облучаемая светом, при определенных условиях испускает электроны (явление получило название фото­электрический эффект).

В результате возникло представление о двойственной природе (корпускулярно-волновом дуализме) света. Свет может проявлять свои волновые свойства, о чем свидетельствуют, например, его интерференция и дифракция, но может обладать и свойствами пучка частиц (корпускул), как это проявляется в фотоэлектрическом эффекте.

В 1924 г. Луи де Бройль распространил это представление о корпускулярно-волновом дуализме на электроны. Впоследствии было экспериментально установлено, что пучок электронов может создавать интерференционную либо дифракционную картину подобно пучку света. Это открытие привело к созданию квантовой механики. Кван­товая механика основывалась на атомной модели Бора, а также на принципе запрета Паули (Вольфганг Паули, 1925 г.). Этот принцип точно предопределял расположение электронов на дискретных энергетических уровнях вокруг ядра.

В 1926 г. Эрвин Шредингер предложил для описания движения субатомных частиц свое знаменитое волновое уравнение. Вскоре после этого в 1927 г. был сформулирован принцип неопределенности Гейзенберга. Согласно этому принципу, положение и ско­рость субатомной частицы не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью. В каждый момент времени точно можно определить лишь одно из этих двух свойств.

В 1925 г. Вернер Гейзенберг использовал в своей теоретической работе по кванто­вой механике матричный математический метод. Кульминацией развития квантовой механики явилась работа Поля Дирака. Дирак развил матричную формулировку квантовой механики, и это позволило ему теоретически объяснить корпускулярно-волновой дуализм. Он показал, что в некоторых ситуациях интенсивность волны в какой-либо точке пространства эквивалентна плотности частиц в ней. В других ситуациях плотность частиц настолько низка, что можно вообще пренебречь их волновой природой. Такой подход позволил Дираку предсказать существование спина электрона, а также античастиц, таких, как позитрон. Работа Дирака ознаменовала новую эру в теории строения атома.

Масса атома

Свойства химических элементов определяются массой их атомов и структурой электронной оболочки, которая связана с атомным номером химического элемента в периодической системе.

Массовое число. Массовое число это суммарное число протонов и нейтронов в ядре атома. Оно обозначается символом А. Говоря о конкретном атомном ядре, обычно употребляют термин нуклид, а ядерные частицы - протоны и нейтроны - в совокупности называют нуклонами.

Атомный номер. Атомный номер элемента совпадает с числом протонов в ядре его тома. Он обозначается символом Z. Атомный номер связан с массовым числом следующим соотношением:

А = Z + N, где N – число нейтронов в ядре атома.

Каждый химический элемент характеризуется определенным атомным номером. Другими словами, никакие два элемента не могут иметь одинаковый атомный номер. Атомный номер равен не только числу протонов в ядре атомов данного элемента, но также равен числу электронов, окружающих ядро атома. Это объясняется тем, что атом в целом представляет собой электрически нейтральную частицу. Таким образом, число прогонов в ядре атома равно числу электронов, окружающих ядро. Это утверждение не относится к ионам, которые, разумеется, представляют собой заряжен­ные частицы.

Символы нуклидов. Массовое число нуклида принято указывать в виде верхнего индекса, а атомный номер – в виде нижнего индекса слева от символа элемента. Например, запись ¹²₆С означает, что этот нуклид углерода (как и все другие нуклиды углерода) имеет атомный номер 6. Данный конкретный нуклид имеет массовое число 12. Другому нуклиду углерода отвечает символ ¹⁴₆С. Поскольку все нуклиды углерода имеют атомный номер 6, указанный нуклид часто записывают просто как ¹⁴С или углерод-14.

Изотопы. Изотопами называются различные по свойствам атомные разновид­ности одного элемента. Они различаются числом нейтронов в их ядре. Таким образом, изотопы одного элемента имеют одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. В большинстве случаев каждый элемент пред­ставляет собой смесь различных изотопов. Содержание каждого изотопа в такой смеси называется изотопным содержанием.

Атомная единица массы (а.е.м.). В настоящее время в качестве стандарта для определения атомной единицы массы принимается масса нуклида ¹²₆С. Этому нуклиду приписывается масса 12,0000 а.е.м. Таким образом, атомная единица массы равна одной двенадцатой части массы этого нуклида. Истинное значение атомной единицы массы составляет 1,661 • 10^-27 кг. Три фундаментальные частицы, являющиеся состав­ными частями атома, имеют следующие массы: масса протона = 1,007 277 а.е.м., масса нейтрона = 1,008 665 а.е.м., масса электрона = 0,000 548 6 а.е.м. Пользуясь этими значениями, можно вычислить изотопную массу каждого конкрет­ного нуклида.

В шкале относительных атомных масс изотопные массы представляют как результат их деления на одну двенадцатую часть массы нуклида ¹²₆С.

Относительные изотопные массы выражаются в безразмерных единицах.

Относительная атомная масса А_r химического элемента представляет собой арифметическое среднее из относительных изотопных масс с учетом изотопного содержания. Она вычисляется суммированием произведений относительной изотопной массы каждого изотопа и его относительного содержания.

Электронное строение атомов

Началом современной теории электронного строе­ния атомов послужила планетарная модель атома, которую выдвинул в 1913 г. Н. Бор. Обоснованием этой и более поздних моделей атома служат главным образом два источника данных: атомные спектры и энергии ионизации атомов. Электронное строение атомов изучают по атомным спектрам, получаемых методом спектроскопии.

Всякий спектр представляет собой развертку, разложение излучения на его компо­ненты. Для получения спектра используется специальный прибор - спектрометр. Видимый свет составляет только небольшую часть всего спектра электромагнитного излучения. Видимый свет может служить примером не­прерывного излучения. В непрерывном излучении содержится излучение со всеми длинами волн в пределах некоторого диапазона. Его спектр называется непрерывным (сплошым) спектром. Примером спектра такого типа является известное всем при­родное явление-радуга.

Когда пучок непрерывного излучения, например белый свет, пропускают через газообразный образец какого-либо элемента, в прошедшем через образец пучке света недостает излучения с определенными длинами волн. Спектр этого, поглощенного образцом, излучения называется атомным спектром поглощения. Длины волн излуче­ния, поглощенного атомами образца, обнаруживаются по темным линиям на фоне непрерывного спектра.

Если элементы в их газообразном состоянии нагревать до высоких температур или пропускать через них электрический разряд, они испускают излучение с определенными длинами волн. Спектр такого излучения называется атомным спектром испускания или атомным эмиссионным спектром.

Волновая природа электрона

Выдвинутая Бором модель атома до сих пор используется в ряде случаев. Она применима для объяснения линий в спектре атомарного водорода. Ею можно пользоваться, объясняя расположение элементов в периодической таблице и закономерности изменения энергий ионизации элементов.

Однако модель Бора имеет несколько недостатков. Во-первых, она не позволяет объяснить некоторые сложные особенности в спектрах элементов, более тяжелых, чем водород. Во-вторых, экспериментально не подтверждается, что электроны в атомах читаются вокруг ядра по круговым орбитам со строго определенным угловым моментом. Более того, если бы это было так, электрон должен был бы постепенно терять энергию и замедляться. В конце концов, он оказался бы притянутым к ядру, что означает разрушение атома. На самом деле этого не происходит.

Решающий шаг в развитии квантовой теории атома произошел в 1925 г., когда Луи де Бройль высказал предположение, что электрону следует приписать некоторую длину волны. Было уже известно, что электромагнитное излучение способно обнаруживать свойства, как волновые, так и корпускулярные (подобные свойствам частиц), и в последнем случае ведет себя как поток частиц-фотонов. Энергия Е фотона связана с его длиной волны λ, или частотой ν соотношениями.

E = hν = hc / λ

(где с - скорость света). Пользуясь уравнением Эйнштейна

E = mc²

и подставляя это значение Е в приведенное выше соотношение, находим

λ = h/mc

Полученное уравнение связывает длину волны фотона с его моментом.

Де Бройль предположил, что аналогичное уравнение можно записать и для электрона Уравнение де Бройля имеет вид

λ = h/mv

длина волны электрона, m – его масса, а v – скорость. Это уравнение легло в основу новой квантовой теории.

Де Бройль предложил рассматривать электрон как стоячую волну, которая должна умещаться на круговой атомной орбите. Этим определяется требование к длине волны электрона – она должна была уложиться на орбите целое число раз. Число раз, которое длина волны укладывается на орбите, соответствует квантовому числу электрона.

В 1927 г. наличие волновых свойств у электрона экспериментально подтвердили опыты К. Дэвиссона и Л. Джермера, а также Дж. П. Томсона. Они обнаружили, что пучок электронов, подобно пучку света, испытывает дифракцию, проходя через кристалл либо через металлическую фольгу. Другие эксперименты свидетельствуют как о волновых, так и о корпускулярных свойствах электрона.

Орбитали

Согласно принципу неопределенности Гейзенберга, положение и момент электрона не поддаются одновременному определению с абсолютной точностью. Однако, несмотря на невозможность точного определения положения электрона, можно указать вероят­ность нахождения электрона в определенном положении в любой момент времени. Область пространства, в которой высока вероятность обнаружения электрона, назы­вается орбиталью. Понятие «орбиталь» не следует отождествлять с понятием орбита, которое используется в теории Бора. Под орбитой в теории Бора понимается траектория (путь) электрона вокруг ядра.

Электроны могут занимать орбитали четырех разных типов, которые называются s-, p-, d- и f-орбиталями. Эти орбитали могут быть представлены трехмерными ограничивающими их поверхностями. Области пространства, ограниченные этими поверхностями, обычно выбираются так, чтобы вероятность обнаружения внутри них одного электрона составляла 95%. S-орбиталь имеет сферическую форму, а р-орбитали - форму гантелей.

Поскольку электрон имеет отрицательный заряд, его орбиталь может рассматри­ваться как некоторое распределение заряда. Такое распределение принято называть электронным облаком.

Электронная конфигурация элемента

Электронная конфигурация элемента - это запись распределения электронов в его атомах по оболочкам, подоболочкам и орбиталям. Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Электронная конфигурация атома, у которого один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, называется возбужденной конфигурацией. Для определения конкретной электронной конфигурации элемента в основном состоянии существуют следующие три правила:

Правило 1: принцип заполнения. Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.

Правило 2: принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).

Правило 3: правило Гунда. Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми и знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.


Учение о химической связи

На протяжении всего XIX века химия, основанная на атомно-молекулярной теории, не могла дать никаких объяснений природе связи между атомами. Понятие валентности, при всей плодотворности его применения, оставалось сугубо эмпирическим. Лишь после открытия делимости атома и установления природы электрона как составной части атома возникли реальные предпосылки для разработки первых теорий химической связи.

Немецкие учёные Рихард Вильгельм Генрих Абегг и Гвидо Бодлендер в 1899 г. высказали идею о сродстве атомов к электрону – способности атомов присоединять электрон: "Вследствие того, что для существования неорганических соединений сродство атомов или отдельных групп к электрическому заряду оказывается гораздо более важным, нежели сродство их друг к другу, кажется вполне целесообразным принять за основу систематики неорганических веществ именно это сродство элементов и радикалов к электричеству...".

На основе этих представлений Абегг в 1904 г. разработал теорию электровалентности. Валентностью, по мнению Абегга, обладают ионы, и величина валентности равна заряду иона. Каждый элемент характеризуется двумя максимальными валентностями – положительной и отрицательной, сумма которых равна восьми. Одна из них, производящая более сильное действие, нормальная, другая – контрвалентность.

Все дальнейшие попытки объяснения природы валентных сил находились в тесной связи с представлениями о строении атома. Дж. Дж. Томсон в своей модели строения атома указывал на участие электронов в образовании связи между атомами. В 1908 г. Уильям Рамзай высказал идею о связи атомов посредством общего электрона. Нильс Бор в 1913 г. предложил динамическую модель молекулы, в которой химическая связь возникает за счёт электронов, находящихся на общей для двух атомов орбите; плоскость этой орбиты перпендикулярна линии, соединяющей ядра. Иоганнес Штарк в 1915 г. ввёл в теорию понятие о валентных электронах: согласно Штарку, валентность атома не связана с общим числом электронов в атоме, а определяется только числом поверхностных электронов. Представления Штарка о валентных электронах и модель атома Резерфорда-Бора легли в основу новых теорий химической связи.

Современные представления о природе химиче­ской связи основаны на электронной теории валентности. Эту теорию разработали независимо Г. Н. Льюис и В. Коссель в 1916 г. Согласно электронной теории валентности, атомы, образуя связи, приближаются к достижению наиболее устойчивой (т. е. имеющей наиболее низкую энергию) электронной конфигурации. Атомы могут достичь этого двумя способами:

1. Они могут терять либо приобретать электроны, образуя ионы. Если атомы приобретают электроны, они превращаются в анионы. Если они теряют электроны, то превращаются в катионы. Анионы и катионы с заполненной внешней электронном оболочкой имеют устойчивую электронную конфигурацию. Между анионом и катионом возникает химическая связь, представляющая собой электростатическую сил) притяжения. Химическая связь такого типа ранее называлась электровалентной связью современное название - ионная связь.

2. Атомы могут также приобретать устойчивые внешние электронные конфигурации путем обобществления электронов. Возникающая при этом химическая связь называется ковалентной связью. Ковалентная связь образуется в результате обобществления пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Однако в некоторых молекулах или многоатомных ионах оба таких электрона могут поставляться только одним атомом. Такая разновидность ковалентной связи называется координационной, донорно-акцепторной или дативной ковалентной связью.

Химическая связь - это сила, удерживающая вместе два или несколько атомов, ионов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе она представляет собой электростатическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов. Например, благородные газы с трудом образуют химические связи, потому что они имеют устойчивую внешнюю электронную оболочку. В отличие от этого элементы, атомы которых имеют во внешней оболочке только один электрон, легко образуют связи. Примером таких элементов является водород.

Когда два атома водорода сближаются на малое расстояние, они притягиваются друг к другу. Однако, если они сближаются слишком сильно, между ними возникает отталкивание. Оптимальным оказывается такое расстояние, при котором силы притяжения и отталкивания уравновешиваются. На таком расстоянии потенциальная энергия двух взаимодействующих атомов минимальна. Это расстояние называется длиной связи. Кривая зависимости потенциальной энергии связи от расстояния между ядрами называется кривой Морзе. Энергия, необходимая для того, чтобы разде­лить два связанных между собой атома и удалить их друг от друга на расстояние, на втором они уже не испытывают силы притяжения друг к другу, называется энергия связи, или энергия диссоциации связи. Ее экспериментальное определение осущест­вляется путем измерения энтальпии связи.

Способность атома образовывать химические связи называется его валентностью. Впрочем, это понятие считается сильно устаревшим, поскольку в настоящее время гораздо чаще принято рассматривать химическую связь не вообще, а с учетом ее конкретного типа. Электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными электронами. Эти электроны находятся на самых высоких по энергии орбиталях атома. Внешняя оболочка атома, которая содержит эти орбитали, называется валентной оболочкой.

Правило октета. Когда атом какого-либо элемента образует химическую связь, приобретая, теряя либо обобществляя валентные электроны, его электронная кон­фигурация становится такой же, как у атома благородного газа, расположенного в конце того же периода, что и данный элемент, либо в конце предыдущего периода. Атомы всех благородных газов, за исключением гелия, имеют во внешней оболочке устойчивый октет (восьмерку) электронов. Поэтому образование химических связей путем достижения устойчивых электронных конфигураций, как в атомах благородных газов, составляет суть так называемого правила октета. Это правило применимо и к ионным, и к ковалентным связям.

Другие типы химической связи. Особый случай представляет собой химическая связь в металлах; ее нельзя отнести ни к ионному типу, ни к ковалентному. В твердом состоянии металлы состоят из положительно заряженных ионов, плотно упакованных в металлическую решетку и удерживаемых вместе свободными электронами, которые «плавают» вокруг ионов в «электронном море». Такой тип связи называется металлической связью. Существуют еще два типа химической связи. Это водородная связь и вандерваальсовы силы. Связи этих двух типов значительно слабее, чем связи других типов.