1

Закон сохранения массы — закон физики, согласно которому масса физической системысохраняется при всех природных и искусственных процессах.

Другими словами, сохраняется масса закрытой физической системы, в которой происходит химическая реакция, а сумма масс всех веществ, вступивших в эту реакцию, равна сумме масс всех продуктов реакции (то есть тоже сохраняется). Масса считается аддитивной.С появлением понятия массы как меры количества вещества, пропорциональной весу, формулировка закона сохранения материи была уточнена: масса есть инвариант (сохраняется), то есть при всех процессах общая масса не уменьшается и не увеличивается (вес, как предполагал уже Ньютон, инвариантом не является, поскольку форма Земли далека от идеальной сферы).В середине XVIII века опыты Роберта Бойля поставили закон сохранения массы под сомнение — у него при химической реакции вес вещества увеличился. Однако М. В. Ломоносов и другие физики вскоре указали Р. Бойлю на его ошибку: увеличение веса происходило за счёт воздуха, а в запаянном сосуде вес сохранялся неизменным. Ломоносов писал Л. Эйлеру:Все встречающиеся в природе изменения происходят так, что если к чему-либо нечто прибавилось, то это отнимается у чего-то другого. Так, сколько материи прибавляется к какому-либо телу, столько же теряется у другого, сколько часов я затрачиваю на сон, столько же отнимаю от бодрствования и т. д.

2 Основное содержание атомно-молекулярного учения.

Атомно-молекулярное учение — совокупность теоретических представлений естествознания о дискретном строениивеществ.

Атомно-молекулярное учение разработал М.В. Ломоносов в 1741 г. Основные положения закона:

1) все вещества состоят из «корпускул» (молекул);

2) молекулы состоят из «элементов» (атомов);

3) частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц;

4) молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ – из различных атомов. Атомно-молекулярное учение окончательно утвердилось в 1860 г.

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее атомным составом и их химическим строением. Атом – это наименьшая электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов и входящая в состав молекул простых и сложных веществ.Закон сохранения массы веществ, позже (в 1748 г.) сформулированный М.В. Ломоносовым, подчинен закону атомно-молекулярно-го учения и объяснен с точки зрения последнего: общее число атомов остается постоянным до и после реакций. Например:

То есть из двух молекул бромида калия и одной молекулы хлора (т. е. в общем из трех молекул) образовалось 2 молекулы хлорида калия и одна молекула брома (т. е. образовалось три молекулы), 3 = 3. Из одной молекулы водорода и одной молекулы хлора – 2 молекулы хлороводорода. А масса веществ до и после реакции не претерпевает изменений, т. к. атомы имеют постоянную массу. Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. В 1789 г. независимо от Ломоносова этот же закон изложил французский ученый и химик Лавуазье. Он также экспериментальным путем получил неопровержимое доказательство закона, проведя опыты с многими реакциями. Закон сохранения массы веществ Ломоносов связывал с сохранением энергии. Он рассматривал эти законы с точки зрения всеобщего закона природы. Закон сохранения массы веществ и закон сохранения энергии – единые законы природы – законы вечной материи и ее движения. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Энштейна: Е = mc2, где Е – энергия, m – масса, и с – скорость света в вакууме. Значение закона сохранения массы веществ.Закон сохранения массы веществ позволяет правильно составить уравнение химических реакций, является опорой для осуществления расчетов по химическим уравнениям, позволяет сформулировать представление о всеобщем равновесии материи.

3 Простое вещество и химический элемент.

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одногохимического элемента (из гомоядерных молекул)^[1][2], в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде^[1][3]; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества^[3]. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ^[2].В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут бытьметаллами (Na, Mg, Al, Bi и др.) и неметаллами (H₂, N₂, Br₂, Si и др.)^[2].Примеры простых веществ: молекулярные (O₂, O₃, H₂, Cl₂) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I₂), металлы (не в виде сплавов).

4Закон постоянства состава. Закон кратных отношений.

Соотношение атомных масс элементов в соединениях устанавливает закон постоянства состава, вывел его в начале XIX в. французский химик Жозеф Луи Пруст (1754-1826) на основании анализа химических соединений. Его современная формулировка такова: каким бы способом ни было получено вещество, его химический состав остается постояннымВ каждом сложном веществе (независимо от способа его получения) сохраняются неизменными соотношения чисел атомов и масс атомов входящих в его состав элементов. При этом, отношение чисел атомов различных элементов выражается небольшими целыми числами. Так, для воды H₂O они составляют 2 : 1, для диоксида углерода CO₂ - 1 : 2, для оксида азота (III) N₂O₃ - 2 : 3. Эти числа и определяют состав указанных сложных веществ. Отсюда следует, что если два или несколько простых веществ соединяются с образованием некоторого сложного вещества, то и массовое отношение реагирующих веществ постоянно для данного продукта. Так, при взаимодействии водорода и кислорода могут быть получены вода H₂O и пероксид водорода H₂O₂; очевидно, что не только в самих продуктах массовое отношение водорода и кислорода равно соответственно 1 : 8 и 1 : 16, но и массовые отношения реагентов будут такими же. На основании закона постоянства состава и закона кратных отношений английский исследователь Джон Дальтон (John Dalton, 1766-1844) в 1807 г. высказал атомную гипотезу (основу атомно-молекулярного учения о строении вещества):любое вещество составлено из мельчайших химических частиц - атомов; простое вещество состоит из атомов одного элемента, сложное вещество - из атомов различных элементов Из атомной гипотезы вытекает, что закон постоянства состава отражает именно атомный состав вещества: в молекулу вещества объединяется определенное число именно атомов одного или различных элементов. Закон кратных отношений, открытый Дальтоном, гласит:если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атомов одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атомов другого элемента, соотносятся между собой как небольшие целые числаПример. Сера образует два оксида - диоксид SO₂ и триоксид SO₃. Относительная атомная масса серы и кислорода равна 32 и 16 (округлено). Массовое отношение серы и кислорода в SO₂ равно 32 : (2·16) = 32 : 32, в SO₃ 32 : (3·16) = 32 : 48. Отсюда следует, что на каждые 32 массовые части серы в этих соединениях приходится 32 и 48 массовых частей кислорода соответственно, т.е. а после сокращения в соответствии с математическими законами, соотношение массовых частей кислорода 32 : 48 = 2 : 3, что и является отношением небольших кратных чисел.Закон кратных отношений является фактическим объединением закона сохранения массы и закона постоянства состава на базе атомной гипотезы строения вещества.

5 Закон объемных отношений. Закон Авагадро.

Закон Авога́дро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул». Было сформулировано ещё в 1811 годуАмедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине. Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат французскому ученому Гей-Люссаку. Он является автором законов о тепловом расширении газов и закона объемных отношений. Эти законы были объяснены в 1811 году итальянским физиком Амедео Авогадро. Следствия закона

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа V_m. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощьюуравнения Менделеева-Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа по второму.

6Атомные и молекулярные массы. Моль.

Относительной атомной массой химического элемента называется величина, показывающая во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается буквой А_r. Относительные атомные массы указаны в периодической таблице. Например А_r(Н)=1, А_r(Р)=31. Атомные массы округляем до целых величин, исключая атом хлора- А_r(Cl)=35,5. Относительной молекулярной массой вещества называется величина, покаывающая во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается М_r. Вы знаете, что молекулы состоят из атомов, поэтому относительная молекулярная масса складывается из суммы атомных масс атомов, составляющих молекулу,с учётом числа атомов. Например М_r(H₂SO₄₎=1·2+32+16·4=98. Введём ещё одну величину - количество вещества, которое измеряется в молях. Моль-это количество вещества, содержащее столько структурных единиц(атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г углерода. Обозначается буквой ν(ню) Зная массу атома углерода 1,993·10^-26 кг можно вычислить число атомов в 0,012 кг углерода:

N_A=0,012/1,993·10^-26=6,02·10²³

Это число называется постоянной Авогодро и обозначается N_A, размерность 1/моль или моль ^-1,и показывает число структурных единиц в моле любого вещества. Т.е. 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц 6,02·10²³. Используя эту величину можноопределить количество вещества по формуле:

С числом частиц работать трудно, поэтому вводится понятие молярная масса, которая показывает чему равна масса 1 моль конкретного вещества. Молярная масса равна отношению массы вещества к количеству вещества, обозначается буквой М.

Молярная масса рассчитывается так же как и относительная молекулярная масса, но в отличии от неё имеет размерность г/моль. Например М(H₂SO₄)=1·2+32+16·4=98г/моль.Это означает, что масса 1 моль серной кислоты равна 98 г.  Ещё интересно то, что один моль любого газообразного вещества занимает объём 22,4 литра. Эта закономерность была установлена итальянским учёным Амадео Авргадро. Для газов можно использовать величину молярный объём, который обозначается буквой V_m, V_m=22.4 моль/л.

где V-объём газа в л.

7Эквивалент. Закон эквивалентов.

7эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях^[1][2].

Например, в реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

эквивалентом будет реальная частица — ион Na⁺, в реакции

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

эквивалентом будет являться мнимая частица ½Zn(OH)₂.

Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число моль вещества, эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции.

Закон эквивалентов

В результате работ И. В. Рихтера (1792—1800) был открыт закон эквивалентов:

• все вещества реагируют в эквивалентных отношениях.

• формула, выражающая Закон эквивалентов: m₁Э₂=m₂Э₁

Эквивалентная масса

Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.

Эквивалентная молярная масса вещества

Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как   или  . Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как  ).

Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

M_экв = f_экв×M

Фактор эквивалентности

Отношение эквивалентной молярной массы к его собственной молярной массе называется фактором эквивалентности(обозначается обычно как  ).

Число эквивалентности

Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивалентности   связан с числом эквивалентности zследующим соотношением:  =1/z.

Например, в реакции:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Эквивалентом является частица ½Zn(OH)₂. Число ½ есть фактор эквивалентности, z в данном случае равно 2

8Определение атомных масс. Валентность.

	1. Метод Авогадро Так, при взаимодействии 1 объема хлора с 41 объемом водорода образуются 2 объема хлороводорода. Из этого следует, что молекула хлора, как и молекула водорода, состоит из 2-х атомов. Аналогично было установлено, что молекулы других простых газов, таких, как кислород, азот также двухтомны. Атомную массу перечисленных газов находят делением их молекулярной массы на 2. Например, молекулярная масса хлора равна 71, следовательно, его атомная масса 35,5. О количестве атомов, входящих в состав молекул, можно также судить по их молярной теплоемкости. Именно по результатам измерения этой характеристики благородных газов было установлено, что их молекулы одноатомны и атомная масса этих газов равна их молекулярной массе.
	2. Метод Канниццаро Этот метод применим для определения атомных масс элементов, дающих газообразные или легколетучие соединения. Для нахождения атомной массы этим методом определяют...
	3. Метод Менделеева Атомную массу элемента можно рассчитать, исходя из положения этого элемента в Периодической системе. Приблизительную атомную массу элемента можно вычислить как среднеарифметическое атомных масс соседних с ним элементов. Так атомная масса алюминия, рассчитанная как среднеарифметическое атомных масс магния, кремния, бора и скандия равна Ar(Mg)+Ar(Si)+ Ar(B)+ Ar(Sc))/4=(24,3+28,08+10,8+44,95)/4=27,03  что вполне удовлетворительно согласуется с табличной величиной 26,98. Для определения точного значения атомной массы элемента необходимо знать его эквивалентную массу. Разделив приблизительное значение атомной массы элемента на его эквивалентную массу, находят валентность элемента, округлив ее до целочисленного значения, и затем, умножая эквивалентную массу на валентность элемента, находят его точную атомную массу.
	4. Метод Дюлонга и Пти Вале́нтность (от лат. valēns «имеющий силу») — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.

Этимологию термина валентность возможно отследить начиная с 1425 года, когда его начали использовать в научных текстах в значении «экстракт», «препарат». Использование в рамках современного определения зафиксировано в 1884 году(нем. Valenz).^[1] В 1789 году Уильям Хиггинс опубликовал работу, в которой высказал предположение о существовании связей между мельчайшими частицами вещества

Однако точное и позже полностью подтверждённое понимание феномена валентности было предложено в 1852 году химиком Эдуардом Франклендом в работе, в которой он собрал и переосмыслил все существовавшие на тот момент теории и предположения на этот счёт

В основном, под валентностью химических элементов понимается способность свободных его атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся двухэлектронных двухцентровых связей. Именно такой подход принят в теории локализованных валентных связей, предложенной в 1927 годуВ. Гайтлером и Ф. Лондоном в 1927 г. Очевидно, что если в атоме имеется nнеспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами^[4]. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации гипотетического, т. н. «возбуждённого» (валентного) состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH)₄^2-, BF₄^- и NH₄⁺), фосфора — 5 (PCl₅), серы — 6 (H₂SO₄), хлора — 7 (Cl₂O₇).

9. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ.

Эквивалент – такое количество вещества (элемента), которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Это величина безразмерная, непостоянная, зависит от ряда факторов: валентности, реакций, в которых участвует вещество:

В окислительно-восстановительных реакциях:

Эквивалент в реакциях нейтрализации зависит от того, какая соль получается в результате реакции (средняя или основная).

или

Закон эквивалентов открыт в 1873 году Рихтером: вещества взаимодействуют друг сдругом, а также получаются в массовых количествах, пропорциональных их эквивалентам.

где m1 и m2 – массы веществ, Э – эквиваленты.

Неорганические вещества делятся на простые (металлы и неметаллы) и сложные (оксиды, основания, кислоты, соли).

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород, бывают несолеобразующие (N2O) исолеобразующие (основные (К2О), кислотные (SО2), амфотерные (Al2O3). Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют только гидроксид-ионы, бывают растворимые (щелочи: NаОН, Ва(ОН)2), нерастворимые (Fe(OH)2), амфотерные (Аl(ОН)3). Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода, бывают сильные (Н2SO4, НNO3), слабые (НBr), одноосновные (НСl),многоосновные (Н2СО3, Н3РО4), кислородосодержащие (Н2SO4, НСlО), бескислородные (НI, НСN). Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов или катион аммония NН4, анионы кислотных остатков, бывают средние (К2SO4, Сu(NO3)2), кислые(КНSO4, NаНСО3), основные (СuОНСl, FeOHSO4), двойные (КМnO4, СаZnO2), комплексные (К4[Fe(CN)6]), растворимые (NаСl, К2SO4) и нерастворимые (ВаSO4, АgСl).

 10 Периодический закон Д.И.Менделеева — фундаментальный закон природы, открытыйД. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то времяхимических элементов и величин их атомных масс.

Периодический закон был сформулирован Д. И. Менделеевым в следующем виде (1871): «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».^[1]

С развитием атомной физики и квантовой химии Периодический закон получил строгое теоретическое обоснование. Благодаря классическим работам Й. Ридберга (1897), А. Ван-ден-Брука (1911), Г. Мозли (1913) был раскрыт физический смысл порядкового (атомного) номера элемента. Позднее была создана квантово-механическая модель периодического изменения электронного строения атомов химических элементов по мере возрастания зарядов их ядер (Н. Бор, В. Паули, Э. Шрёдингер, В. Гейзенберг и др.).

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Особенность Периодического закона среди других фундаментальных законов заключается в том, что он не имеет выражения в виде математического уравнения. Графическим (табличным) выражением закона является разработанная МенделеевымПериодическая система элементов.

Периодический закон универсален для Вселенной: как образно заметил известный русский химик Н. Д. Зелинский, Периодический закон явился «открытием взаимной связи всех атомов в мироздании».

В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них первые три называются малыми, а остальные — 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 (7-й период — незаконченный).

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами.

В системе 10 рядов. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период — из двух рядов: четного (верхнего) и нечетного (нижнего). В четных рядах больших периодов (четвертом, шестом, восьмом и десятом) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечетных рядах больших периодов (пятого, седьмого и девятого) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типических элементов

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления. Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в четвертом периоде степени окисления элементов от К до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Со, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая седьмой, который состоит из одного (четного) ряда. Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элементов.

В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемыхлантаноидами (слово “лантаноиды” означает подобные лантану”, а “актиноиды” — “подобные актинию”). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном, следующие за актинием). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. Из этого следует, что у лантаноидов сильно выраженагоризонтальная аналогия.

В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно — под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

В периодической системе по вертикали расположены восемь 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 равна -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 размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовывать химические соединения.

Каждая группа делится на две подгруппы — главную и побочную, что в периодической системе -подчеркивается смещением одних вправо, а других влево. Главную подгруппу составляют типические элементы (элементы второго и третьего периодов) и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов. Побочную подгруппу составляют только металлы— элементы больших периодов. VIII группа отличается от остальных. Кроме главной подгруппы гелия она содержит три побочные подгруппы: подгруппу железа, подгруппу кобальта и подгруппу никеля.

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются. Например, в VII группе главную подгруппу составляют неметаллы F, С1, Вг, I, Аt, побочную — металлы Мn, Тc, Rе. Таким образом, подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего 8 форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RО, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RО₃, R₂O₇, RO₄, где R — элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы (главной и побочной), кроме тех случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения, форм таких соединений 4. Их также изображают общими формулами в последовательности RН₄, RН₃, RН₂, RН. Формулы водородных соединений располагаются под элементами главных подгрупп и только к ним относятся.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Очевидно, металлические свойства наиболее сильно выражены у франция, затем у цезия; неметаллические — у фтора, затем — у кислорода.

В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем Уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) — атомами благородных газов.

Далее мы видим, что внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, К, Rb, Cs); (Ве, Mg, Са, Sr); (F, Сl, Вг, I); (Не, Nе, Аг, Kr, Хе) и т. д. Именно поэтому каждая из вышеприведенных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, К, Rb, Cs в I группе, F, Сl, Вг, I — в VII и т. д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов.

Поскольку в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам (так называемые триады Fe-Со-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, равно 8.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической системы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Период начинается элементом, в атоме которого на внешнем уровне находится один s-электрон: в первом периоде это водород, в остальных — щелочные металлы. Завершается период благородным газом: первый — гелием (1s²), остальные периоды — элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют электронную конфигурацию ns²np⁶.

Первый период содержит два элемента: водород (Z=1) и гелий (Z= 2). Второй период начинается элементом литием (Z= 3) и завершается неоном (Z = 10). Во втором периоде восемь элементов. Третий период начинается с натрия (Z= 11), электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s¹. С него началось заполнение третьего энергетического уровня. Завершается оно у инертного газа аргона (Z = 18), Зs- и 3p-подуровни которого полностью заполнены. Электронная формула аргона: 1s²2s²2p⁶Зs²3p⁶. Натрий — аналог лития, аргон — неона. В третьем периоде, как и во втором, восемь элементов.

Четвертый период начинается калием (Z= 19), электронное строение которого выражается формулой 1s²2s²2p⁶3s²3p64s¹. Его 19-й электрон занял 4s-подуровень, энергия которого ниже энергии Зd-подуровня. Внешний 4s-электрон придает элементу свойства, сходные со свойствами натрия. У кальция (Z = 20) 4s-подуро-вень заполнен двумя электронами: 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s². С элемента скандия (Z = 21) начинается заполнение Зd-подуровня, так как он энергетически более выгоден, чем 4р-подуровень. Пять орбиталей 3d-подуровня могут быть заняты десятью электронами, что осуществляется у атомов от скандия до цинка (Z = 30). Поэтому электронное строение Sc соответствует формуле 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s², а цинка - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s². В атомах последующих элементов вплоть до инертного газа криптона (Z=36) идет заполнение 4p-подуровня. В четвертом периоде 18 элементов.

Пятый период содержит элементы от рубидия (Z=37) до инертного газа ксенона (Z = 54). Заполнение их энергетических уровней идет так же, как у элементов четвертого периода: после Rb и Sr у десяти элементов от иттрия (Z = 39) до кадмия (Z=48) заполняется 4d-подуровень, после чего электроны занимают 5p-подуровень. В пятом периоде как и в четвертом, 18 элементов.

В атомах элементов шестого периода цезия (Z= 55) и бария (Z = 56) заполняется 6s-подуровень. У лантана (Z= 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-поАуровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов элементов лантаноидов с Z = 58 — 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами. С гафния (Z = 72) возобновляется заполнение d-подуровня и заканчивается у ртути (Z = 80), после чего электроны заполняют 6p-подуровень. Заполнение уровня завершается у благородного газа радона (Z= 86). В шестом периоде 32 элемента.

Седьмой период — незавершенный. Заполнение электронами электронных уровней аналогично шестому периоду. После заполнения 7s-подуровня у Франция (Z = 87) и радия (Z = 88) электрон актиния поступает на 6d-подуровень, после которого начинает заполняться 5f-подуровень 14 электронами. Это происходит у атомов элементов актиноидов с Z = 90 — 103. После 103-го элемента идет заполнение б d-подуровня: у курчатовия (Z = 104), нильсбория (Z =105), элементов Z = 106 и Z = 107. Актиноиды, как и лантаноиды, обладают многими сходными химическими свойствами.

Хотя 3 d-подуровень заполняется после 4s-подуровня, в формуле он ставится раньше, так как последовательно записываются все подуровни данного уровня.

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).

1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).

3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.

В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.

Периодическая система Д. И. Менделеева является естественной классификацией химических элементов по электроны структуре их атомов. Об электронной структуре атома, а значит, и свойствах элемента судят по положению элемента в соответствующем периоде и подгруппе периодической системы. Закономерностями заполнения электронных уровней объясняется различное число элементов в периодах.

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней.

11

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева) —классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химикомД. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен^[1] вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

12 Значение периодической системы

Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях.

Прогнозирующая роль периодической системы, показанная ещё самим Менделеевым, в XX веке проявилась в оценке химических свойств трансурановых элементов.

Разработанная в XIX в. в рамках науки химии, периодическая таблица явилась готовой систематизацией типов атомов для новых разделов физики, получивших развитие в начале XX в. — физики атома и физики ядра. В ходе исследований атома методами физики было установлено, что порядковый номер элемента в таблице Менделеева (атомный номер) является меройэлектрического заряда атомного ядра этого элемента, номер горизонтального ряда (периода) в таблице определяет числоэлектронных оболочек атома, а номер вертикального ряда — квантовую структуру верхней оболочки, чему элементы этого ряда и обязаны сходством химических свойств.

Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук — взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть.

13 РАДИОАКТИВНОСТЬ

самопроизвольное превращение атомов одного элемента в атомы других элементов, сопровождающееся испусканием частиц и жесткого электромагнитного излучения. Историческая справка. Беккерель. Весной 1896 французский физик А.Беккерель сделал ряд сообщений об обнаружении им нового вида излучения (впоследствии названном радиоактивным), которое испускается солями урана. Подобно открытым за несколько месяцев до этого рентгеновским лучам, оно обладало проникающей способностью, засвечивало экранированную черной бумагой фотопластинку и ионизировало окружающий воздух. Гипотеза, которая привела к открытию радиоактивности, возникла у Беккереля под влиянием исследований Рентгена. Поскольку при генерации Х-лучей наблюдалась фосфоресценция стеклянных стенок рентгеновской трубки, Беккерель предположил, что любое фосфоресцентное свечение сопровождается испусканием рентгеновского излучения. Для проверки этого предположения он поместил различные фосфоресцирующие вещества на завернутые в черную бумагу фотопластинки и получил неожиданный результат: засвеченной оказалась единственная пластинка, с которой соприкасался кристалл соли урана. Многочисленные контрольные опыты показали, что причиной засветки явилась не фосфоресценция, а именно уран, в каком бы химическом соединении он ни находился. Свойство радиоактивного излучения вызывать ионизацию воздуха позволило наряду с фотографическим методом регистрации применять более удобный электрический метод, что значительно ускорило процесс исследований. Кюри. Пользуясь электрическим методом, Г. Шмидт и М. Кюри в 1898 обнаружили радиоактивность элемента тория. В следующем году Дебьерн открыл радиоактивный элемент актиний. Начатый супругами П. и М.Кюри систематический поиск новых радиоактивных веществ и изучение свойств их излучения подтвердили догадку Беккереля о том, что радиоактивность урановых соединений пропорциональна числу содержащихся в них атомов урана. Среди обследованных минералов эту закономерность нарушала лишь урановая смоляная руда (уранинит), которая оказалась в четыре раза активнее, чем соответствующее количество чистого урана. Кюри сделали вывод о том, что в уранините должен содержаться неизвестный высокоактивный элемент. Проведя тщательное химическое разделение уранинита на составляющие компоненты, они открыли радий, по химическим свойствам сходный с барием, и полоний, который выделялся вместе с висмутом. Резерфорд. В дальнейших исследованиях радиоактивности ведущая роль принадлежала Э. Резерфорду. Сосредоточив внимание на изучении этого явления, он установил природу радиоактивных превращений и сопутствующего им излучения. Излучение радиоактивных веществ. Естественные радиоактивные элементы испускают три вида излучений: альфа, бета и гамма. В 1899 Резерфорд идентифицировал альфа- и бета-излучение; спустя год П.Вийар открыл гамма-излучение. Альфа-излучение. В воздухе при атмосферном давлении альфа-излучение преодолевает лишь небольшое расстояние, как правило, от 2,5 до 7,5 см. В условиях вакуума электрическое и магнитное поля заметно отклоняют его от первоначальной траектории. Направление и величина отклонений указывают на то, что альфа-излучение - это поток положительно заряженных частиц, для которых отношение заряда к массе (e/m) в точности соответствует дважды ионизированному атому гелия (He++). Эти данные и результаты спектроскопического исследования собранных альфа-частиц позволили Резерфорду сделать вывод о том, что они являются ядрами атома гелия. Бета-излучение. Это излучение обладает большей проникающей способностью, чем альфа-излучение. Как и альфа-излучение, оно отклоняется в магнитном и электрическом полях, но в противоположную сторону и на большее расстояние. Это указывает на то, что бета-излучение является потоком отрицательно заряженных частиц малой массы. По отношению e/m Резерфорд идентифицировал бета-частицы как обычные электроны. Гамма-излучение. Гамма-излучение проникает в вещество гораздо глубже, чем альфа- и бета-излучения. Оно не отклоняется в магнитном поле и, следовательно, не имеет электрического заряда. Гамма-лучи были идентифицированы как жесткое (т.е. имеющее очень высокую энергию) электромагнитное излучение. Разделение радиоактивного излучения в магнитном поле на альфа-, бета- и гамма-лучи схематично показано на рисунке.

СХЕМА ЭКСПЕРИМЕНТА, иллюстрирующего отклонение разных видов радиоактивного излучения в магнитном поле.

Теория радиоактивного распада. В процессе эмиссии радиоактивного излучения вещество претерпевает ряд изменений. Так, например, излучение радия сопровождается выделением газообразного радона ("эманацией"). В свою очередь радон, распадаясь, оставляет радиоактивные отложения на стенках содержащего его сосуда. Собранная при распаде радия эманация теряет половину исходной активности примерно за 4 сут. Эти и другие не поддававшиеся интерпретации экспериментальные факты удалось объяснить с помощью теории радиоактивного распада атомов, предложенной Резерфордом и Содди в 1903, а также правила смещения, сформулированного в 1913 А.Расселом и независимо от него Фаянсом и Содди. Суть теории Резерфорда и Содди состоит в том, что в результате радиоактивного распада происходит превращение одного химического элемента в другой. Правило смещения. Правило смещения точно указывает, какие именно превращения претерпевает химический элемент, испуская радиоактивное излучение. Эмиссия альфа- и бета-частиц. Правило смещения можно пояснить с помощью ядерной модели атома, предложенной Резерфордом в 1911. Согласно этой модели, в центре атома находится положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена основная часть массы атома. Вокруг ядра вращаются электроны, заряд которых компенсирует положительный заряд ядра. Каждому атому приписывается свой атомный номер Z, соответствующий его порядковому номеру в периодической таблице Менделеева и численно равный заряду ядра, выраженному в единицах заряда электрона. Альфа-частица имеет Z = 2 и массовое число (округленный атомный вес) A = 4. Если неустойчивое ядро испускает бета-частицу, то его Z увеличивается на единицу, а массовое число не изменяется. Следовательно, радиоактивный атом превращается в следующий по порядку атом таблицы Менделеева. При эмиссии альфа-частицы Z и A вновь образованного ядра уменьшаются на 2 и 4 единицы соответственно, а дочерний атом, испытав соответствующее изотопическое превращение, "смещается" в таблице Менделеева влево от родительского элемента. Гамма-излучение. Орбитальные электроны, получив избыток энергии, могут переходить на более высокие энергетические уровни. Возвращаясь в основное (нормальное) состояние, они отдают избыток энергии в виде света или рентгеновского излучения. Ядра атомов, обладающие избыточной энергией, также могут переходить в возбужденное состояние. Подобное возбуждение часто испытывают ядра, образующиеся в процессе радиоактивных превращений. Переходя в основное состояние, они излучают избыток энергии в виде гамма-квантов. Особый интерес представляет вариант распада, когда радиоактивное ядро имеет большое время жизни возбужденного состояния. В этом случае у находящихся в разных энергетических состояниях одинаковых ядер (с одинаковыми значениями Z и A) наблюдаются однотипные радиоактивные распады, но происходят они с разными скоростями, поскольку одни ядра распадаются из возбужденного, а другие из основного состояния. Это явление получило название ядерной изомерии, а возбужденное и нормальное ядра называются изомерами. Радиоактивные ряды. Правило смещения позволило проследить превращения естественных радиоактивных элементов и выстроить из них три генеалогических дерева, родоначальниками которых являются уран-238, уран-235 и торий-232. Каждое семейство начинается с чрезвычайно долгоживущего радиоактивного элемента. Урановое семейство, например, возглавляет уран с массовым числом 238 и периодом полураспада 4,5*10 9 лет (в табл. 1 в соответствии с первоначальным названием обозначен как уран I).

Таблица 1. РАДИОАКТИВНОЕ СЕМЕЙСТВО УРАНА

Период полураспада. Важнейшей характеристикой радиоактивного атома является его время жизни. Согласно закону радиоактивного распада, вероятность того, что за данный промежуток времени произойдет распад одного атома, есть величина постоянная. Следовательно, число ежесекундно происходящих распадов пропорционально количеству имеющихся атомов, а закон, описывающий процесс распада, имеет экспоненциальный характер. Если за время Т распадается половина исходного количества радиоактивных атомов, то половина оставшихся атомов распадется в течение следующего промежутка времени той же длительности. Время Т называется периодом полураспада радиоактивного элемента. Для различных элементов период полураспада составляет от десятков миллиардов лет до миллионных долей секунды и менее.

14 Ядерная модель атома.

Представление об атомах как неделимых мельчайших частицах вещества возникло еще в античные времена, но только в XVIII веке трудами А. Лавуазье, М. В. Ломоносова и других ученых была доказана реальность существования атомов. Но вопрос об их внутреннем устройстве даже не возникал, и атомы по-прежнему считались неделимыми частицами. В XIX веке изучение атомистического строения вещества существенно продвинулось вперед. В 1833 году при исследовании явления электролиза М. Фарадей установил, что ток в растворе электролита это упорядоченное движение заряженных частиц – ионов. Фарадей определил минимальный заряд иона, который был названэлементарным электрическим зарядом. Его приближенное значение оказалось равным e = 1,60·10^–19 Кл.

Первая попытка создания модели атома на основе накопленных экспериментальных данных (1903 г.) принадлежитДж. Томсону. Он считал, что атом представляет собой электронейтральную систему шарообразной формы радиусом, примерно равным 10^–10 м. Положительный заряд атома равномерно распределен по всему объему шара, а отрицательно заряженные электроны находятся внутри него (рис. 6.1.1). Для объяснения линейчатых спектров испускания атомов Томсон пытался определить расположение электронов в атоме и рассчитать частоты их колебаний около положений равновесия. Однако эти попытки не увенчались успехом. Через несколько лет в опытах великого английского физика Э. Резерфорда было доказано, что модель Томсона неверна.

Рисунок 6.1.1. Модель атома Дж. Томсона

Первые прямые эксперименты по исследованию внутренней структуры атомов были выполнены Э. Резерфордом и его сотрудниками Э. Марсденом и Х. Гейгером в 1909–1911 годах. Резерфорд предложил применить зондирование атома с помощью α-частиц, которые возникают при радиоактивном распаде радия и некоторых других элементов. Масса α-частиц приблизительно в 7300 раз больше массы электрона, а положительный заряд равен удвоенному элементарному заряду. В своих опытах Резерфорд использовал α-частицы с кинетической энергией около 5 МэВ (скорость таких частиц очень велика – порядка 10⁷ м/с, но все же значительно меньше скорости света). α-частицы – это полностью ионизированные атомы гелия. Они были открыты Резерфордом в 1899 году при изучении явления радиоактивности. Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов (золото, серебро, медь и др.). Электроны, входящие в состав атомов, вследствие малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние, то есть изменение направления движения α-частиц, может вызвать только тяжелая положительно заряженная часть атома. Схема опыта Резерфорда представлена на рис. 6.1.2.

Рисунок 6.1.2. Схема опыта Резерфорда по рассеянию α-частиц. K – свинцовый контейнер с радиоактивным веществом, Э – экран, покрытый сернистым цинком, Ф – золотая фольга, M – микроскоп

От радиоактивного источника, заключенного в свинцовый контейнер, α-частицы направлялись на тонкую металлическую фольгу. Рассеянные частицы попадали на экран, покрытый слоем кристаллов сульфида цинка, способных светиться под ударами быстрых заряженных частиц. Сцинтилляции (вспышки) на экране наблюдались глазом с помощью микроскопа. Наблюдения рассеянных α-частиц в опыте Резерфорда можно было проводить под различными углами φ к первоначальному направлению пучка. Было обнаружено, что большинство α-частиц проходит через тонкий слой металла, практически не испытывая отклонения. Однако небольшая часть частиц отклоняется на значительные углы, превышающие 30°. Очень редкие α-частицы (приблизительно одна на десять тысяч) испытывали отклонение на углы, близкие к 180°.

Этот результат был совершенно неожиданным даже для Резерфорда. Его представления находилbcm в резком противоречии с моделью атома Томсона, согласно которой положительный заряд распределен по всему объему атома. При таком распределении положительный заряд не может создать сильное электрическое поле, способное отбросить α-частицы назад. Электрическое поле однородного заряженного шара максимально на его поверхности и убывает до нуля по мере приближения к центру шара. Если бы радиус шара, в котором сосредоточен весь положительный заряд атома, уменьшился в nраз, то максимальная сила отталкивания, действующая на α-частицу, по закону Кулона возросла бы в n² раз. Следовательно, при достаточно большом значении n α-частицы могли бы испытать рассеяние на большие углы вплоть до 180°. Эти соображения привели Резерфорда к выводу, что атом почти пустой, и весь его положительный заряд сосредоточен в малом объеме. Эту часть атома Резерфорд назвал атомным ядром. Так возникла ядерная модель атома. Рис. 6.1.3 иллюстрирует рассеяние α-частицы в атоме Томсона и в атоме Резерфорда.

Рисунок 6.1.3. Рассеяние α-частицы в атоме Томсона (a) и в атоме Резерфорда (b)

Таким образом, опыты Резерфорда и его сотрудников привели к выводу, что в центре атома находится плотное положительно заряженное ядро, диаметр которого не превышает 10^–14–10^–15 м. Это ядро занимает только 10^–12 часть полного объема атома, но содержит весь положительный заряд и не менее 99,95 % его массы. Веществу, составляющему ядро атома, следовало приписать колоссальную плотность порядка ρ ≈ 10¹⁵ г/см³. Заряд ядра должен быть равен суммарному заряду всех электронов, входящих в состав атома. Впоследствии удалось установить, что если заряд электрона принять за единицу, то заряд ядра в точности равен номеру данного элемента в таблице Менделеева.

Радикальные выводы о строении атома, следовавшие из опытов Резерфорда, заставляли многих ученых сомневаться в их справедливости. Не был исключением и сам Резерфорд, опубликовавший результаты своих исследований только в 1911 г. через два года после выполнения первых экспериментов. Опираясь на классические представления о движении микрочастиц, Резерфорд предложил планетарную модель атома. Согласно этой модели, в центре атома располагается положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом нейтрален. Вокруг ядра, подобно планетам, под действием кулоновских сил со стороны ядра вращаются электроны (рис. 6.1.4). Находиться в состоянии покоя электроны не могут, так как они упали бы на ядро.

Рисунок 6.1.4. Планетарная модель атома Резерфорда. Показаны круговые орбиты четырех электронов

Планетарная модель атома, предложенная Резерфордом, несомненно явилась крупным шагом вперед в развитии знаний о строении атома. Она была совершенно необходимой для объяснения опытов по рассеянию α-частиц, однако оказалась неспособной объяснить сам факт длительного существования атома, т. е. его устойчивость. По законам классической электродинамики, движущийся с ускорением заряд должен излучать электромагнитные волны, уносящие энергию. За короткое время (порядка 10^–8 с) все электроны в атоме Резерфорда должны растратить всю свою энергию и упасть на ядро. То, что этого не происходит в устойчивых состояниях атома, показывает, что внутренние процессы в атоме не подчиняются классическим законам.

15

Квантовая теория света.
Макс Планк	В 1900 г. Планк выдвинул гипотезу о квантованности излучаемой энергии. Порция излучаемой энергии равна  = h· , (1) где  h -постоянная Планка, - частота электромагнитного излучения.  Идея квантования является одной из величайших физических идей. Оказалось, что многие величины считавшиеся непрерывными, имеют дискретный ряд значений. На базе этой идеи возникла квантовая механика, описывающая законы поведения микрочастиц. Гипотеза Планка получила дальнейшее развитие в работах Эйнштейна. Электромагнитная волна не только излучается, но и поглощается и распространяется в виде потока квантов. Итак, электромагнитное излучение ( в том числе и свет) представляет собой поток фотонов.  Фотон - мельчайшая частица электромагнитного излучения, имеющая энергию в один квант.
16 строение электронной оболочки атома по Бору	Световые частицы (фотоны) одновременно обладают и волновыми и корпускулярными свойствами. Фотоны, как любые частицы, имеют массу. Из закона взаимосвязи массы и энергии следует, что энергию фотона можно выразить как   m·c2 (2)  Из формул 1 и 2 получим, что масса фотона равна m = h·c2 (3).  Масса определяемая соотношением 3, является массой движущегося фотона. Фотон не имеет массы покоя ( m0 = 0), так как он не может существовать в состоянии покоя. Все фотоны движутся со  скоростью с = 3·108 м/с. Очевидно импульс фотонаP = m·c, откуда следует, что  P = h·c = h/(4).  Наличие импульса у фотона экспериментально подтверждается открытием давления света.

ясним, как движутся электроны вокруг ядра? Беспорядочно или в определенном порядке? Исследования Нильса Бора – основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями – оболочками и в определенном порядке.

Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуютсяэлектронные слои в электронной оболочке атома. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:

N = 2n²

Где N – максимальное число электронов на уровне;

n – номер энергетического уровня.

Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.

Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.

Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй – два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д. Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

S – орбиталь

Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p-орбиталь:

Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

Три p – орбитали

Итак, p-орбиталей может быть три. Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.

Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней

Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.

2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.

3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.

4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами. Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком наэнергетической диаграмме:

На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь

а на p-подуровне их может быть уже три –

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей d– и f-подуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

Пример:

Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода

Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.

Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом:

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Пользуясь этим правилом, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота:

Этой схеме соответствует формула 1s²2s²2p³. Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:

У атома неона заканчивается заполнение второго энергетического уровня, и завершается построение второго периода системы элементов.

Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.

Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.

17 Энергетическое состояние электрона в атоме в телефоне

18