химия + методичка / theory

3) Амфотерные оксиды – это оксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – им соответствуют амфотерные гидроксиды (Be, Zn, Al, Sn, Pb).

ZnO + H2O → Zn(OH)2 = H2ZnO2

Галогениды – это соединения галогенов (фтор, хлор, бром и йод) с менее электроотрицательными элементами. (Электроотрицательность ЭО – это способность данного атома оттягивать на себя электроны от других атомов при образовании химических связей. Чем больше ЭО, тем больше эта способность.)

NaF – фторид натрия. OF2 – дифторид кислорода. Халькогениды – это соединения элементов VI A группы (сера,

селен и теллур) с менее электроотрицательными элементами.

CuS – сульфид меди; CS2 – дисульфид углерода (сероуглерод). Нитриды – это бинарные соединения азота с менее электроот-

рицательными элементами.

BN – мононитрид бора; V3N – нитрид триванадия.

Фосфиды – ими являются бинарные соединения фосфора с менее электроотрицательными атомами.

Fe3P – фосфид трижелеза; K3P – фосфид трикалия (фосфид калия). Карбиды – к карбидам относятся соединения углерода с менее

электроотрицательными элементами.

CaC2 – дикарбид кальция; SiC – карбид кремния.

Гидриды – это соединения водорода с металлами и неметаллами, менее электроотрицательными, чем водород.

CaH2 – гидрид кальция; FeH2 - дигидрид железа, AsH3 – гидрид мышьяка.

Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла и одной или нескольких гидроксидных групп (OH). Общая формула основания:

Me(OH)Y ,

где Y – число гидроксидных групп, равное валентности металла Me.

Например: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3 .

Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла. Общая формула кислот:

HX(Ac),

где Ac – кислотный остаток (от англ. acid – кислота); Х – число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка. Например:

HCl, HNO3, H2SO4 и др.

11

Соли – это продукты замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металла или это продукты замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками. Например: NaCl, CaSO4, Na3PO4 и др.

ГЛАВА 2. СТРОЕНИЕ АТОМОВ 2.1. Состав атомов и ядер

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Атомы различных элементов имеют разные размеры и разные массы. Так как атомы имеют форму шара, их размеры характеризуются диаметром или радиусом. Самый маленький атом – это атом водорода, его диаметр приблизительно равен 1·10-8 см. Для выражения таких малых величин часто используются единицы длины, которые на-

зываются ангстремами (Å) или нанометрами (нм): 1 Å = 10-8 см (10-10м); 1 нм = 10-9м

В этих единицах диаметр атома водорода примерно равен 1Å или 0,1нм.

Ядро занимает ничтожно малую часть всего объёма атома. Так, диаметр ядра атома водорода равен 10-13см. Если для наглядности представить себе атом водорода увеличенным до шара диаметром 100м (высота тридцатиэтажного дома), то ядро атома в этом случае имело бы диаметр не более 1мм.

Хотя диаметр ядра в 100000 раз меньше диаметра самого атома,

практически вся масса атома сосредоточена в ядре.

Отсюда следует, что плотность ядер чрезвычайно велика. Если бы удалось собрать 1см3 атомных ядер, то его масса была бы около

116 млн. тонн.

Ядро состоит из протонов и нейтронов. Эти частицы имеют общее название нуклонов.

Протон (11 р ) – это устойчивая элементарная частица с массой, близкой к атомной единице массы (а.е.м.). Заряд протона равен заряду электрона (ē), но имеет обратный знак. Если заряд электрона принять за –1, то заряд протона равен +1, т.е. атом – электронейтральная частица.

Протон – это атом водорода, лишенный электрона.

Нейтрон ( 01n ) – это неустойчивая электронейтральная элемен-

тарная частица. Масса нейтрона приблизительно равна массе протона.

12

Число протонов в ядре определяет величину положительно заряженного заряда ядра, чему соответствует порядковый номер элемента Z.

Массовое число А равно суммарному количеству протонов и нейтронов и определяет приблизительную величину массы ядра.

Зависимость между числом протонов (Z), числом нейтронов (N) и массовым числом (A) атома выражается уравнением:

A=Z+N,

Откуда: N=A–Z

Например, число нейтронов в ядре атома радия (Ra) с массой 226 равно:

N=A–Z=226–88=138.

Для определения состава ядра пользуются количественными характеристиками Z и A, проставляя индексы следующим образом

(для элемента X) - ZA X .

Например: 199 F - в ядре атома фтора 9 протонов и 10 нейтронов.

3064 Zn - в ядре атома цинка 30 протонов и 34 нейтрона.

Ядра атомов одного и того же элемента имеют одинаковое количество протонов, равное порядковому номеру элемента (Z), в то время как количество нейтронов в этих ядрах может быть различным.

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие различное количество нейтронов в ядре, а значит, и различную массу,

называют изотопами:

Число изотопов в природе намного больше числа элементов. Изотопы элемента обладают практически одинаковыми химическими свойствами.

Среди атомов различных элементов встречаются такие, ядра ко-

торых имеют одинаковое массовое число (А), т.е. содержат одинако-

вое количество нуклонов. Такие атомы называются изобарами.

Например: 2454Cr и 2654Fe ; 3070Zn и 3270Ge

Изобары различны по своей химической природе.

13

Электрон – это микрочастица, обладающая элементарным отрицательным зарядом т.е. таким количеством электричества, меньше которого в природе не существует.

Заряд электрона ē=1,6·10-19Кл, масса покоя 9,11·10-28г.

При химических взаимодействиях (реакциях) ядра реагирующих атомов остаются без изменения, изменяются лишь их электронные оболочки.

2.2. Ядерная (планетарная) модель атома по Резерфорду

Движение электрона по круговой орбите будет устойчивым, если сила кулоновского притяжения будет равна центробежной силе:

где: m – масса электрона; ϑ – скорость его движения; r – радиус орбиты; e – заряд электрона и ядра:

В этом уравнении два неизвестных (ϑ и r) и его решить нельзя.

Недостатки:

14

1)Так, планетарная модель не могла объяснить устойчивость атома. Вращаясь вокруг ядра, электрон должен часть своей энергии испускать в виде электромагнитных колебаний, что должно привести

куменьшению скорости вращения, т.е. к нарушению равновесия между электростатическим притяжением электрона к ядру и центробеж-

ной силой, обусловленной вращением электрона вокруг ядра. (Fцб≠Fk), (υ уменьшается, значит, чтобы сохранить равенство 2.1, нужно, чтобы уменьшался и r.)

Для восстановления равновесия электрон должен переместиться ближе к ядру. Следовательно, непрерывно излучая электромагнитную энергию, электрон должен постепенно приближаться к ядру и в конце концов упасть на ядро – существование атома должно прекратится. В действительности атом очень устойчив и может существовать бесконечно долго.

2)Модель Резерфорда не могла объяснить также характер атомного спектра. Известно, что солнечный свет, проходя через стеклянную призму, образует спектр – цветную полосу, содержащую все цвета радуги. Это явление объясняется тем, что солнечный свет состоит из электромагнитных волн различных частот. Волны различных частот неодинаково преломляются призмой, что приводит к образованию сплошного спектра. Аналогично ведёт себя свет, излучаемый раскалёнными жидкостями и твёрдыми телами.

Спектр раскалённых газов и паров представляет собой отдельные цветные линии, разделённые тёмными промежутками – линейча-

тый спектр.

При этом атомы одного элемента дают вполне определённый спектр, отличающийся от спектра другого элемента.

Линейчатый характер спектра водорода не согласуется с теорией Резерфорда, т.к. излучающий энергию электрон должен приближаться к ядру непрерывно и его спектр должен быть непрерывным,

т.е. сплошным.

Следовательно, планетарная модель атома не могла объяснить ни устойчивость атомов, ни линейчатый характер спектров газов и паров.

2.3.Модель атома по Бору

В1901г. немецкий физик Макс Планк, изучая распределение энергии теплового излучения, испускаемого нагретыми телами, уста-

новил: Лучистая энергия испускается и поглощается телами не не-

15

прерывно, а дискретно, то есть отдельными порциями – квантами.

Это положение справедливо и для атомов. Величина энергии кванта:

излучением или поглощением энергии в виде определённых порций – квантов энергии hν.

Положения Планка легли в основу квантовой механики. Используя модель Резерфорда и теорию Планка, Нильс Бор в

1913г. предложил модель строения атома водорода, которая находилась в полном согласии со многими экспериментальными данными и дала объяснение линейчатых спектров. Свою теорию Бор изложил в виде трех постулатов.

Постулаты Бора:

I. Электрон в атоме может вращаться лишь по строго определённым орбитам, дозволенным квантовой теорией. Такие орбиты называются стационарными.

Радиусы стационарных орбит относятся друг к другу как квадраты чисел натурального ряда.

Скорости электрона на стационарных орбитах выражаются соотношением:

Из этого следует, что по мере удаления от ядра скорость движения электрона уменьшается. При этом уменьшается и его кинетическая энергия. Потенциальная же энергия увеличивается, причём растёт она в два разы быстрее, чем убывает кинетическая. Следовательно, общая (или полная) энергия электрона, равная их сумме, при удалении от ядра в целом возрастает.

На основании первого постулата Бора можно построить квантовую модель атома водорода (рис 2.2)

16

2,12 Å

4,77 Å

Рис. 2.2. Модель атома водорода по Бору.

II. Вращаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

III. Излучение энергии происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испус-

кается или поглощается квант энергии, равной разности энергии электрона в конечном и исходном состояниях:

где: Eд – полная энергия на дальней орбите; Eб – полная энергия на ближней орбите.

Если Eд>Eб – энергия выделяется; Eд<Eб – энергия поглощается. Существует «нормальное» и «возбужденное» состояние атома.

В «нормальном» состоянии электрон обладает наименьшей энергией, т.к. находится на ближайшей к ядру орбите (энергия пропорциональ-

на радиусу орбиты). Это наиболее устойчивое состояние.

Чтобы переместить электрон на более удалённую орбиту (т.е. преодолеть электростатическое притяжение ядра и электрона), необходимо затратить энергию. Этот процесс осуществляется при поглощении кванта энергии. Энергия атома при таком переходе электрона увеличивается и он перейдёт в «возбуждённое» состояние (на миллиардные доли секунды).

Переход электрона в обратном направлении (т.е. с более удалённой орбиты на более ближнюю к ядру), приведёт к уменьшению энергии. Освободившаяся энергия будет выделена в виде ранее поглощённого кванта электромагнитного излучения.

17

Эти «перескоки» электрона с одной стационарной орбиты на другую и отражаются в виде линий в линейчатом спектре атома водорода.

Расчётные линии спектра, полученные Бором, были подтверждены экспериментальными данными, т.е. спектр атома водорода почти полностью подтвердил теорию Бора.

Недостатки:

1.Теория Бора не могла объяснить наблюдаемое расщепление спектральных линий у многоэлектронных атомов и усиление этого расщепления в магнитном и электрическом поле.

2.Не ясно было, где находится электрон в процессе перехода с одной стационарной орбиты на другую? Ведь этот переход не совершается мгновенно (хотя скорости переходов и высоки – до 300000 км/с), а длится некоторое время, в течение которого электрон должен находится между этими орбитами. А это запрещается теорией, т.к. она постулирует возможность пребывания электрона только на ста-

ционарных орбитах.

Ни к одному другому атому, кроме атома водорода, модель Бо-

ра не подходила.

Недостатки теории Бора были устранены в 20х годах 20 века с развитием квантовой (или волновой) механики.

2.4.Волновые свойства электрона

В1924 г Луи де Бройль высказал предположение, что частицы, которые считались корпускулярными, также обладают и волновыми свойствами.

Для материальной частицы с массой «m» и скоростью «υ» длина её волны «λ» выразится уравнением:

Это уравнение де Бройля выводится из сравнения известных соотношений для фотона:

Корпускулярные свойства: E = hv

Волновые свойства: v = λc , где с – скорость света.

18

Но фотон с энергией Е обладает и некоторой массой m (в соответствии с формулой Эйнштейна: E=mc2)

Заменив скорость света «с» на скорость «υ» микрочастиц, полу-

чаем:

λ = mhϑ .

Величину mυ (или mc) называют импульсом (или моментом):

P=mϑ (или m·c)

Открытое в 1927г явление дифракции электронов (Дж.П.Томпсон, К.Девиссон) экспериментально подтвердило теорию де Бройля. (Дифракция – усиление или ослабление волн при прохождении через препятствие – например, дифракционную решётку).

Для тела с большой массой «λ» оказывается очень малой и волновой характер такого тела от нас ускользает.

Например: для винтовочной пули (m=25г, υ=9·104 cм/c)

λ≈ 3·10-25Å (практически измерить нельзя);

для электрона (m=9,1·10-28г, υ=3·108см/с)

λ≈ 2,4 Å (можно измерить).

Итак, электрон в атоме имеет двойственную природу: наряду с корпускулярными он проявляет и волновые свойства. Поэтому электрон называют не частицей и не волной, а квантовым объектом, или микрочастицей.

2.5. Принцип неопределённости Гейзенберга (1927 г)

Нельзя точно определить одновременно и координату, и импульс электрона. Можно установить лишь относительную вероятность его нахождения в том или ином месте околоядерного пространства.

Согласно этому принципу, существуют принципиальные огра-

ничения на точность измерений параметров частиц, иначе говоря, в

микромире неизбежна неопределённость результатов определения.

19

где: px - неопределённость (ошибка в определении) в величине

импульса; x – неопределённость (ошибка в определении) в положении частицы в пространстве, т.е. её координаты.

Из уравнения 2.7 видно, что при точном измерении px неопре-

делённым делается значение x и наоборот. Например, пусть у электрона точно определили импульс P (или скорость). Тогда из соотно-

шения де Бройля λ = mhϑ = hp следует, что частице соответствует

одна – единственная длина волны.

Но так как волны по своей природе не локализованы и заполняют всё пространство, то это говорит о возможности обнаружения электрона в любой точке пространства, т.е. координаты электрона становятся неопределёнными.

2.6. Волновое уравнение Шредингера (1926 г)

Если электрон обладает волновыми свойствами, то это значит, что его движение в атоме можно описать волновым уравнением, подобно тому, как описываются световые и звуковые волны, колебания струны и т.д. Такое уравнение для атома водорода предложил австрийский физик Шредингер.

Это дифференциальное уравнение в частных производных для одного электрона в трёхмерном пространстве.

где: E – полная энергия электрона; En – потенциальная энергия электрона; x, y, z – координаты.

Величину Ψ, количественно характеризующую амплитуду трёхмерной волны, связанной с электроном, называют волновой функцией (пси-функция):

Ψ=f(x,y,z)

Волновая функция Ψ, как и длина волны де Бройля (λ), физического смысла не имеет.

Определённый физический смысл имеет квадрат волновой функции Ψ2, который характеризует плотность вероятности нахож-

дения электрона в некоторой точке пространства. (рис 2.3)

20