взаимодействуя с фотоном, они могут отбирать у него часть энергии, при этом фотон переизлучается на другой частоте (эффект Комптона).

С другой стороны, электрон в атоме – это стоячая волна с целым числом колебаний и длиной λ = hp = mvh , по современным

представлениям он не имеет орбиты, его поведение описывается волновой функцией (Ψ-функцией), определяемой из уравнения Шредингера (волнового уравнения). Обычное волновое уравнение в классической механике при решении дает пространственную конфигурацию волны в заданный момент времени. Решение же квантового уравнения Шредингера дает распределение плотности

вероятности нахождения электрона в том или ином единичном объеме

(|Ψ|2).

8.2 Химические системы

Одной из важнейших наук для жизни человека является химия – наука о составе, внутреннем строении и превращении вещества, а также о механизмах этих превращений.

На сегодняшний день известно более 4 млн органических и свыше 100 тыс неорганических веществ. Для облегчения изучения все вещества делят на две группы: простые и сложные. Простые – это вещества, образованные из атомов одного элемента. Например, простое вещество уголь образовано атомами элемента углерода, простое вещество железо – атомами элемента железа. Сложные вещества (или химические соединения) – это вещества, образованные атомами разных элементов.

Химию можно по праву назвать индустрией чудесных превращений. Она позволяет синтезировать материалы, которых нет в природе, использовать их для создания всевозможных машин и приборов, для строительства жилищ и производства товаров народного потребления. В этом плане возможности химии неисчерпаемы. Только из нефти можно получить свыше 20 тыс органических веществ, а из каменного угля еще больше.

Немаловажное значение отводится химии в научном понимании картины мира. Химия подтвердила общие законы развития природы, общества и познания.

Согласно современным представлениям, атом – это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атом – это

122

наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ.

Молекула – это наименьшая структурная единица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением.

К молекулам сегодня относят:

−молекулы простых веществ, состоящие из атомов одного элемента: одноатомные (атомы инертных газов: Не – гелий, Nе – неон,

Ar – аргон и др.), двухатомные (Н2 – водород, N2 – азот, О2 – кислород, F2 – фтор и др.), трехатомные (О3 – озон), многоатомные (монокристаллы: алмаза (С), металлов (Fe, Zn, Cu и др.);

−молекулы сложных веществ, состоящих из атомов двух и

более элементов: двухатомные (СО – окись углерода, KСl –хлористого калия и др.), трехатомные (Н2О – вода), четырех-, пяти- и т. д., например, Н2SO4 – семиатомная молекула серной кислоты, атомные и ионные монокристаллы, состоящие из двух и более элементов, например, NaCl – каменная соль;

− макромолекулы – молекулы, состоящие из тысяч и более одинаковых или близких по строению групп атомов: белки, нуклеиновые кислоты, сложные углеводы, искусственные полимеры, некоторые витамины и т. п.

Химический элемент – это совокупность атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра.

Внастоящее время известно более 100 химических элементов. Все они составляют основу периодической системы Д. И. Менделеева (рисунок 8.3), которая является графическим изображением

периодического закона.

В1869 г. Д. И. Менделеев показал, что свойства химического

элемента зависят от места данного атома в периодической системе. Правда, сам Менделеев определял это место по атомной массе, но в XX в. было выяснено, что порядковый номер элемента зависит не от атомной массы, а от заряда атомного ядра и количества электронов.

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, первые три периода – малые, остальные названы большими. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем – по 8, в четвертом и пятом – по 18, в шестом – 32, в седьмом (незавершенном) – 21 элемент. Каждый период, за исключением первого, начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

В малых периодах с возрастанием порядкового номера элемента добавочные электроны всякий раз присоединяются к наружному слою

123

атома. У первых двух элементов достраивается внешний энергетический уровень до 2-х электронов. Начиная с третьего элемента всех больших периодов, накопление электронов в наружном слое атомов с возрастанием порядкового номера временно прекращается, а возобновляется накопление электронов в предпоследнем слое, пока число их в нем не возрастет с 8 до 18. Пока идет такая «достройка» электронами предпоследнего слоя, в наружном слое, как правило, остаются 2 электрона. Исключение составляет переход от номера 28 Ni к номеру 29 Cu – вместе с очередным электроном в предпоследний слой перемещается один из 2- х наружных электронов.

124

В периодической системе по вертикали имеется 8 групп (обозначены римскими цифрами). Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением являются фтор – его степень окисления − 1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления + 1, + 2 и + 3; из элементов VIII группы степень окисления + 8 известна только для осмия, рутения и ксенона. В VIII группе располагаются благородные газы.

Каждая группа делится на две подгруппы – главную и побочную. Подгруппы, в которые входят элементы и малых и больших периодов, называются Главными, а подгруппы, составленные только из элементов больших периодов – побочными. Исключением является VIII группа, которая содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы. Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства (наибольшие у франция, затем у цезия и т. д.) и ослабевают неметаллические (наиболее выражены у фтора, затем у кислорода).

Особой разновидностью химических элементов являются изотопы, у которых ядра атомов отличаются числом нейтронов (поэтому у них разная атомная масса), но содержат одинаковое число протонов и поэтому занимают одно и то же место в периодической системе элементов. Термин «изотоп» был введен в 1910 г. Фредериком Содди, известным английским радиохимиком, лауреатом Нобелевской премии. Различают стабильные (устойчивые) и нестабильные (радиоактивные) изотопы.

С момента открытия изотопов наибольший интерес вызвали радиоактивные изотопы, которые стали широко использоваться в атомной энергетике, приборостроении, медицине и т. д. В настоящее время выпускается огромное количество различных приборов, содержащих радиоактивные изотопы. Они служат для определения плотности, однородности, гигроскопичности и других характеристик материалов.

В медицине с помощью радиоактивных изотопов лечат многие заболевания, в том числе онкологические. Кроме того, батареи небольшой мощности на изотопах плутония-238 и кюрия-224 применяются в приборах для стабилизации ритма сердца. В химической промышленности изотопы используются для облучения

126

полиэтилена и других полимеров с целью повышения их термостойкости и прочности.

В детстве каждый из нас лепил из пластилина, вырезал бумажные фигурки и склеивал их между собой, пришивал пуговицу…. Так или иначе, все мы понимаем, что объекты окружающего нас мира удерживаются вместе не «абы как», а с помощью каких-то дополнительных сил. Эти силы заметно различаются в зависимости от своей природы: в одном случае это нитка, соединяющая вместе кусочки ткани, в другом – всемирное тяготение, в третьем – клей, глина и т. п. В мире ат омов и молекул роль такого универсального «клея», связывающего их между собой, выполняет химическая связь. Природа химической связи объясняется силой электрического притяжения между отрицательными электронами и положительными ядрами.

Подобно тому, как разные виды клея различаются прочностью, сила химической связи также неодинакова для разных веществ. Об этом свидетельствует наш повседневный опыт: одни вещества легко разрушаются при малейшем воздействии (например, соль растворяется в воде), так как связи между их атомами очень слабы. Атомы др угих веществ связаны сильнее, но и они поддаются деформации (например, металлы, которые можно гнуть и ковать); третьи же вещества (алмаз) настолько прочны, что им нипочем ни сверхвысокие температуры, ни давление. Соль, металл и алмаз являются яркими представителями трех наиболее характерных типов химической связи – ионной, металлической и ковалентной. Обратите внимание, насколько тип связей между атомами и молекулами вещества влияет на его физические и химические свойства. Атомы вступают в химические связи с единственной целью: приобрести устойчивую электронную конфигурацию.

В зависимости от характера распределения электронной плотности между взаимодействующими атомами различают ряд типов химических связей: ионная, ковалентная, металлическая, Ван-дер- Ваальсова и водородная.

Ионная связь представляет собой электрическое притяжение между противоположно заряженными ионами (частицами, несущими электрический заряд).

Если электрону удается полностью «освободиться» от сил притяжения ядра и покинуть атом, то происходит ионизация атома. Атом превращается в положительный ион, именуемый катионом и обозначаемый знаком «плюс». Если же атом, наоборот, принимает в

127

себя дополнительные электроны, то их избыток превращает его в отрицательный ион – анион, который изображается с «минусом».

Между полученными частицами – анионом фтора и катионом натрия – будет действовать сила электростатического притяжения, связывающая их между собой. Это и называется ионной химической

связью.

Одно из свойств ионных соединений – способность образовывать кристаллическую решетку, в узлах которой расположены положительные и отрицательные ионы. Типичный представитель вещества с ионной связью – всем известная поваренная соль. Ее формула – NaCl (рисунок 8.3).

Большинство ионных соединений легко разрушаются под внешним воздействием или в химических реакциях. На рисунке 8.4 представлена схема поведения кристаллической решетки NaCl под действием деформирующей силы. На рисунке 8.5 изображен процесс растворения соли в воде.

Рисунок 8.3 – Модель кристаллической решетки хлорида натрия NaCl

128

Рисунок 8.4 – Схема поведения кристаллической решетки NaCl под действием деформирующей силы

Рисунок 8.5 – Иллюстрация процесса растворения соли в воде

В молекуле хлора Cl2 мы встречаемся с так называемой ковалентной связью между атомами. В такой связи каждый из двух атомов делится с другим одним из своих внешних эле ктронов. При этом оба приобретают восьмой электрон в свою внешнюю оболочку и обретают устойчивую конфигурацию (рисунок 8.6).

129

Рисунок 8.6 – Схема ковалентной связи

Электроны, образующие общую пару, называются валентными. Для того чтобы орбитали перекрывались, расстояние между атомами должно быть очень маленьким. Этому препятствуют силы отталкивания между их ядрами. Но ковалентная связь достаточно сильна, чтобы удержать атомы в таком положении. Благодаря этому нелегко оторвать атомы с общей орбиталью друг от друга. Таким образом, ковалентная связь является самой сильной химической связью. Именно большая энергия ковалентной связи объясняет феноменальную прочность алмаза, в котором каждый атом углерода

ковалентно связан с четырьмя другими (рисунок 8.7).

Рисунок 8.7 – Структура алмаза

Металлы – очень распространенный материал современной промышленности. Большая часть машин, станков, инструментов и транспортных средств изготовлена из металла. Металлы хорошо проводят тепло и электричество, они достаточно прочны, их можно деформировать без разрушения. Некоторые металлы ковкие (их можно ковать), некоторые тягучие (из них можно вытягивать проволоку). Эти уникальные свойства объясняются особым типом химической связи, соединяющей атомы металлов между собой – металлической связью.

Электроны в металлах делокализованы, то есть не принадлежат какому-либо конкретному атому. Когда два атома металла

130

сближаются, орбитали их внешних оболочек перекрываются, образуя молекулярные орбитали. Если подходит третий атом, его орбиталь перекрывается с орбиталями первых двух атомов, что дает еще одну молекулярную орбиталь (рисунок 8.8).

Рисунок 8.8 – Кристаллическая решетка металла. Показана траектория одного из свободно движущихся электронов

Металлическая связь объясняет свойства металлов, в частности, их прочность. Под действием деформирующей силы решетка металла может изменять свою форму, не давая трещин, в отличие от ио нных кристаллов (рисунок 8.9). Высокая теплопроводность металлов объясняется тем, что если нагреть кусок металла с одной стороны, то кинетическая энергия электронов увеличится. Это увеличение энергии распространится в «электронном море» по всему образцу с большой скоростью. Становится понятной и электрическая проводимость металлов. Если к концам металлического образца приложить разность потенциалов, то облако делокализованных электронов будет сдвигаться в направлении положительного потенциала: этот поток электронов, движущихся в одном направлении, и представляет собой всем знакомый электрический ток.

Рисунок 8.9 – Действие деформирующей силы на кристаллическую решетку металла

131

Кроме рассмотренных типов химической связи говорят также о сравнительно слабых силах Ван-дер-Ваальса.

Некоторые молекулы (преимущественно с ковалентными связями) обладают так называемым дипольным моментом. Его суть в том, что в одной части молекулы «скапливается» больше электронов, чем в другой. Это приводит к возникновению разности потенциалов на ее концах. Сила притяжения между различными зарядами связывает молекулы между собой, как показано на рисунке 8.10.

Рисунок 8.10 – Схема диполь-дипольного притяжения В настоящий момент термин «Ван-дер-Ваальсовы силы»

распространяется на все слабые межмолекулярные силы, кроме водородной связи. Несмотря на то, что водородная связь, возникающая вследствие силы притяжения между атомом водорода и электроотрицательным атомом, представляет собой предельный случай диполь-дипольного притяжения, ее, как правило, не относят к силам Ван-дер-Ваальса.

Именно водородные связи объясняют многие уникальные свойства воды и льда (рисунок 8.11).

132