Модель атома Резерфорда

Планетарная модель атома, или модель Резерфорда — историческая модель строения атома, которую предложил Эрнест Резерфорд в результате эксперимента с рассеиванием альфа-частиц. По этой модели атом состоит из небольшого положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, вокруг которого движутся электроны, — подобно тому, как планеты движутся вокруг Солнца. Планетарная модель атома соответствует современным представлениям о строении атома с учётом того, что движение электронов имеет квантовый характер и не описывается законами классической механики. Исторически планетарная модель Резерфорда пришла на смену «модели сливового пудинга» Джозефа Джона Томсона, которая постулирует, что отрицательно заряженные электроны помещены внутрь положительно заряженного атома.

К 1904 году японский физик Нагаока разработал раннюю, ошибочную «планетарную модель» атома («атом типа Сатурна»)^[1]. Модель была построена на аналогии с расчётами устойчивости колец Сатурна (кольца уравновешены из-за очень большой массы планеты). Модель Нагаоки была неверна, но два следствия из нее оказались пророческими:

• ядро атома действительно очень массивно;

• электроны удерживаются на орбите благодаря электростатическим силам (подобно тому, как кольца Сатурна удерживаются гравитационными силами).

Новую модель строения атома Резерфорд предложил в 1911 году как вывод из эксперимента по рассеиванию альфа-частиц на золотой фольге, проведённого под его руководством. При этом рассеянии неожиданно большое количество альфа-частиц рассеивалось на большие углы, что свидетельствовало о том, что центр рассеяния имеет небольшие размеры и в нём сосредоточен значительный электрический заряд. Расчёты Резерфорда показали, что рассеивающий центр, заряженный положительно или отрицательно, должен быть по крайней мере в 3000 раз меньше размера атома, который в то время уже был известен и оценивался как примерно 10⁻¹⁰ м. Поскольку в то время электроны уже были известны, а их масса и заряд определены, то рассеивающий центр, который позже назвали ядром, должен был иметь противоположный электронам заряд. Резерфорд не связал величину заряда с атомным номером. Этот вывод был сделан позже. А сам Резерфорд предположил, что заряд пропорционален атомной массе.

Недостатком планетарной модели была её несовместимость с законами классической физики. Если электроны движутся вокруг ядра как планеты вокруг Солнца, то их движение ускоренное, и, следовательно, по законам классической электродинамики они должны были бы излучать электромагнитные волны, терять энергию и падать на ядро. Следующим шагом в развитии планетарной модели стала модель Бора, постулирующая другие, отличные от классических, законы движения электронов. Полностью противоречия электродинамики смогла решить квантовая механика.

Современные воззрения на структуру атома и строение вещества

Открытие электрона Э. Вихертом и Дж. Дж. Томсоном (1897 год) и радиоактивности А. Беккерелем (1896 год) стали доказательством делимости атома, возможность которой стала обсуждаться после выдвижения У. Праутом гипотезы о протиле (1815 год). Уже в начале XX века появились первые модели строения атома: «кексовая» (У. Томсон, 1902 год и Дж. Дж. Томсон, 1904), планетарная (Ж. Б. Перрен, 1901 год и Х. Нагаока, 1903 год), «динамидическая» (Ф. Ленард, 1904). В 1911 Э. Резерфорд, основываясь на опытах по рассеиванию α-частиц, предложил ядерную модель, ставшую основой для создания классической модели строения атома (Н. Бор, 1913 год и А. Зоммерфельд, 1916). Основываясь на ней, Н. Бор в 1921 заложил основы формальной теории периодической системы, объяснившей периодичность свойств элементов периодическим повторением строения внешнего электронного уровня атома. После того, как В. Паули сформулировал принцип запрета (1925), а Ф. Хунд предложил эмпирические правила заполнения электронных оболочек (1925—1927), была в целом установлена электронная структура всех известных к тому времени элементов.

После открытия делимости атома и установления природы электрона как его составной части возникли реальные предпосылки для разработки теорий химической связи. Первой стала концепция электровалентности Р. Абегга (1904), основанная на идее о сродстве атомов к электрону. Модель Бора — Зоммерфельда, представления о валентных электронах (И. Штарк, 1915) и идея об особой стабильности двух- и восьмиэлектронных оболочек атомов инертных газов легли в основу классических теорий химической связи. В. Коссель (1916) разработал теорию гетерополярной (ионной) связи, а Дж. Н. Льюис (1916) и И. Ленгмюр (1919) — теорию гомеополярной (ковалентной) связи.

В конце 20-х — начале 30-х годов XX века сформировались принципиально новые — квантово-механические — представления о строении атома и природе химической связи.

Исходя из идеи французского физика Л. де Бройля о наличии у материальных частиц волновых свойств, австрийский физик Э. Шрёдингер в 1926 году вывел основное уравнение т. н. волновой механики, содержащее волновую функцию и позволяющее определить возможные состояния квантовой системы и их изменение во времени. Несколько ранее немецкий физик В. Гейзенберг разработал свой вариант квантовой теории атома в виде матричной механики.

Квантово-механический подход к строению атома привёл к созданию новых теорий, объясняющих образование связи между атомами. Уже в 1927 году В. Г. Гейтлер и Ф. Лондон начали разрабатывать квантовомеханическую теорию химической связи и выполнили приближённый расчет молекулы водорода. Распространение метода Гейтлера-Лондона на многоатомные молекулы привело к созданию метода валентных связей, который создают в 1928—1931 гг. Л. Полинг и Дж. К. Слэтер. Основная идея этого метода заключается в предположении, что атомные орбитали сохраняют при образовании молекулы известную индивидуальность. В 1928 году Полинг предложил теорию резонанса и идею гибридизации атомных орбиталей, в 1932 году — новое количественное понятие электроотрицательности.

В 1929 году Ф. Хунд, Р. С. Малликен и Дж. Э. Леннард-Джонс заложили фундамент метода молекулярных орбиталей, основанного на представлении о полной потере индивидуальности атомов, соединившихся в молекулу. Хунд создал также современную классификацию химических связей; в 1931 году он пришёл к выводу о существовании двух основных типов химических связей — простой, или σ-связи, и π-связи. Э. Хюккель распространил метод МО на органические соединения, сформулировав в 1931 году правило ароматической стабильности, устанавливающее принадлежность вещества к ароматическому ряду.

Благодаря квантовой механике к 30-м годам XX века в основном был выяснен способ образования связи между атомами; кроме того, в рамках квантово-механического подхода получило корректную физическую интерпретацию менделеевское учение о периодичности. Создание надёжного теоретического фундамента привело к значительному росту возможностей прогнозирования свойств вещества. Особенностью химии в XX веке стало широкое использования физико-математического аппарата и разнообразных расчётных методов.

Подлинным переворотом в химии стало появление в XX веке большого числа новых аналитических методов, прежде всего физических и физико-химических (рентгеноструктурный анализ, электронная и колебательная спектроскопия, магнетохимия и масс-спектрометрия, спектроскопия ЭПР и ЯМР, хроматография и т. п.). Эти методы предоставили новые возможности для изучения состава, структуры и реакционной способности вещества.

Отличительной чертой современной химии стало её тесное взаимодействие с другими естественными науками, в результате которого на стыке наук появились биохимия, геохимия и др. разделы. Одновременно с этим процессом интеграции интенсивно протекал и процесс дифференциации самой химии. Хотя границы между разделами химии достаточно условны, коллоидная и координационная химия, кристаллохимия и электрохимия, химия высокомолекулярных соединений и некоторые другие разделы приобрели черты самостоятельных наук.

Закономерным следствием совершенствования химической теории в XX веке стали новые успехи практической химии — каталитический синтез аммиака, получение синтетических антибиотиков, полимерных материалов и т. п. Успехи химиков в деле получения вещества с желаемыми свойствами в числе прочих достижений прикладной науки к концу XX столетия привели к коренным преобразованиям в жизни человечества.

4 Количество вещества — физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся ввеществе.

Дано: Решение:

m(Na)=6,4г 6Na+2H3PO4=2Na3Po4+3H2

найти

m(H2)

5 Элемент кислород находится во втором периоде шестой группе главной подгруппе.

О  )    )

+8   2    6

1s²2s²2p⁴

Элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород О₂ и озон О₃. (аллотропия – это способность атома одного элемента образовывать несколько простых веществ.). озон более сильный окислитель, чем кислород. Применяется для дезинфекции питьевой воды, при отбеливании тканей и минеральных масел. В атмосфере Земли озоновый слой (на высоте  25 – 30 км) защищает живой мир от космического УФ-излучения. Слой разрушается под воздействием оксидов азота.

 

Кислород – газ, без цвета, без запаха, малорастворим в воде. В жидком состоянии голубой, в твёрдом – синий, t_кип. = - 183⁰С, t_пл. = - 218,7⁰С.

O2 при взоимодействие с металлами и сложные в-вами является о-лем.Исключение взаимодействия со F2.

СН₄ + О₂ = СО₂ + 2Н₂О

С⁻⁴ - 8 е = С⁺⁴      О₂° + 4 е = 2О⁻²   

6 Водород – первый элемент в периодической системе. Он находится в первом периоде первой группе главной подгруппе. 

Н +

1

1s¹.

Водород проявляет во всех соединениях валентность 1, возможные степени окисления: - 1, 0, + 1. как элемент с характерной степенью окисления + 1 водород располагается в I группе.

Учитывая способность водорода существовать в форме двухатомных молекул Н₂ и проявлять степень окисления – 1, водород ставят в седьмую группу главную подгруппу.

В природе существует три изотопа водорода: ¹Н – водород, ²Н – дейтерий (¹Н : ²Н = 6800 : 1), ³Н – тритий (радиоактивный; на земле 2 кг).

H2 при взаимодействии с металлом является окислителем .

Химические свойства:

1. При комнатной температуре водород химически малоактивен. Без нагревания реагирует только со фтором: Н₂ + F₂ = 2HF. С кислородом и хлором реагирует при поджигании:           2H₂ + O₂ = 2H₂O; H₂ + Cl₂ = 2HCl. С серой водород реагирует при нагревании до 150 – 200⁰С:             H₂ + S = H₂S. В жёстких условиях водород реагирует с азотом с образованием аммиака:  3H₂ + N₂ = 2NH₃.

 

1. При нагревании водород реагирует с некоторыми металлами, образуя гидриды: Са + Н₂ = СаН₂^-1.

 

1. Водород способен восстанавливать железо и менее активные, чем железо металлы из их оксидов:                              Fe₃O₄ + 2H₂ = 3Fe + 2H₂O                            CuO + H₂ = Cu + H₂O.

7

Удобно получать кислород в лаборатории из пероксида водорода:

2 H2O2	=	2 H2O	+	O2
пероксид водорода	катализатор			кислород

Интересен способ получения кислорода из пероксидов металлов, который раньше применяли на подводных лодках, потому что одновременно с выделением кислорода происходит поглощение углекислого газа:

2 Na2O2	+	2 CO2	=	2 Na2CO3	+	O2
пероксид натрия		углекислый газ		сода		кислород

На современных атомных подводных лодках, где имеется мощный и почти неисчерпаемый источник электрической энергии, есть возможность получать кислород разложением воды под действием электрического тока (электролизом воды):

2 H2O	=	2 H2	+	O2
	электрический ток	водород		кислород

Как получить оксиды из простых веществ? Их окислением:

2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.

Можно ли получить оксиды из оксидов? Да:

2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

Можно ли получить оксиды из гидроксидов ? Да:

Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.

Можно ли получить оксиды из солей ? Да:

CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.

Получение кислот производят с помощью следующих химических реакций:

- взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO3 + H2O = H2SO4;

CO2 + H2O = H2CO3;

- взаимодействие с солями:

NaCl + H2SO4(конц.) = HCl + Na2SO4 - при этой химической реакции образуется новая более слабая кислота (более слабая, чем серная, но тоже сильная) и другая соль;

- взаимодействие неметаллов с водородом с последующим растворением их в воде:

H2 + Cl2 = HCl (Надо помнить, что само по себе данное химическое соединение - газ хлороводород HCl кислотой не является. Для её образования необходимо полученный газ HCl растворить в воде).

1. Термическое разложение. CaCO₃ = CaO + CO₂ 2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂ NH₄Cl = NH₃ + HCl

2. Гидролиз. Al₂S3 + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S  FeCl₃+ H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH

3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями. AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO ₃ Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO ₃ CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl AgCl + 2Na₂S₂O₃ = Nа₃[Ag(S₂O₃) ₂] + NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl+5Cl₂ +8H₂O     2.Химические свойства кислых солей:

1. Термическое разложение с образованием средней соли  Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO₂ + H₂O

2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.  Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

 нерастворимых оснований

Pb(NO3)2 + 2NaOH  = Pb(OH)2 + 2NaNO3

MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl

FeSO4 + 2NaOH  =  Fe(OH)2 + Na2SO4