Лекция 7. Основы строения материи

Представление о неделимых мельчайших частицах материи возникло еще в глубокой древности, сопровождало развитие воззрений на природу на протяжении всей их истории.

Структура и физико-химические свойства микроскопических тел определяются атомами, из которых они состоят, способами их соединения в молекулы, типом и строением химической связи.

Химический элемент – вещество, состоящее из одинаковых атомов. По современным представлениям атом уже не является «неделимым», а состоит из плотного атомного ядра, окруженного электронными оболочками. Размеры атомного ядра ~ 10^-14 м, а размеры атомов ~ 10^-10 м. Все атомные ядра состоят из нуклонов: протонов и нейтронов. Зарядом ядра является величина Ze, где е = 1,6 · 10^-19 кл – величина заряда протона, Z – порядковый номер химического элемента в периодической системе. Буквой N обозначается число нейтронов в ядре. Число нуклонов A = N + Z называется массовым числом. Состав ядра химического элемента обозначается ^A_ZX, где

X – символ химического элемента. Масса электрона примерно в 2000 раз меньше массы протона или нейтрона, поэтому почти вся масса атома сосредоточена в ядре.

Для описания движения электрона в атоме нельзя пользоваться законами Ньютона, в микромире действуют специфические законы квантовой механики, в соответствии с которыми состояние электрона в атоме однозначно описывается набором квантовых чисел n, l, m, s. Квантовая механика представляет электрон в атоме в виде своеобразного электронного облака более плотного в тех точках пространства, где более вероятно обнаружить этот электрон. Форма и эффективные размеры электронных облаков зависят от квантовых чисел n и l.

Энергия электрона в атоме может принимать только определенные значения, иначе говоря она квантована. Возможные энергетические состояния электрона в атоме определяются величиной главного числа n (1, 2, 3 и т.д.). С увеличением n энергия электрона возрастает. Состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, называется энергетическим уровнем электрона в атоме. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения главного квантового числа, образуют электронную оболочку. Форма электронного облака определяется орбитальным квантовым числом l, его называют также побочным или азимутальным. Принимает значения от 0 до n–1, определяет орбитальный момент импульса движения электрона в атоме. Состояние электрона, характеризующееся различными значениями l, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Этим подуровням присвоены буквенные обозначения:

Орбитальное квантовое число 0 1 2 3

обозначение энергетического подуровня s p d f

Некоторому значению l соответствует (2l + 1) возможных значений квантового числа m, называемого магнитным, поскольку от его значения зависит взаимодействие магнитного поля, создаваемого электроном, с внешним магнитным полем.

В отсутствие внешнего магнитного поля энергия электрона в атоме не зависит от значения m. В этом случае электроны с одинаковыми значениями n и l, но с разными значениями m, обладают одинаковой энергией.

Кроме орбитального, электрон обладает и собственным моментом импульса. Соответствующая ему квантовая величина называется спиновым квантовым числом или просто спином и принимает значения + ½ или - ½.

Заполнение электронами энергетических состояний в атоме происходит в соответствии с принципом Паули: в любом атоме не может быть двух электронов, находящихся в двух одинаковых стационарных состояниях, определяемых набором 4 квантовых чисел.

Внешними (валентными) электронами атома называют электроны данного атома, которые в оболочке с наибольшим значением главного квантового числа входят в состав s и p – групп, т.е. имеют

l = 0 или l = 1. Этими электронами определяются оптические и химические свойства атомов.

Периодичность заполнения электронами оболочек приводит к тому, что свойства элементов простых веществ и их соединений находятся в периодической зависимости от Z (числа протонов). Это отражено в периодической системе Менделеева.

Для того, чтобы атом был стабилен, его внешняя оболочка должна быть заполнена определенным числом электронов. У водорода и гелия это число = 2 (2S), а у других элементов – 8 (2S и 6р). Заполненность внешних оболочек определяет химическую активность элементов.

Различают основные виды химических связей:

Ковалентная – возникает обобщенная пара электронов по одному от каждого атома (Н₂), образуется обобщенное электронное облако, которое может быть смещено в сторону одного атома (полярная или электрически несимметричная).

Ионная – один атом отдает другому один или несколько электронов и каждый становится обладателем стабильного набора электронов (у Na – 1 эл., у Cl – недостаток одного электрона Na + Cl → NaCl).

Металлическая – образуются элементы, атомы которых на внешнем уровне имеют мало валентных электронов, которые из-за небольшой энергии ионизации образуют «электронный газ» и свободно перемещаются по всему металлу.

Водородная – возникает между молекулами, в состав которых входит водород и сильно электроотрицательный элемент – фтор, кислород, реже хлор, сера.