Планетарная модель атома Резерфорда.

Проделав опыты по рассеиванию альфа-частиц при бомбардировке ими атомов тяжёлых металлов, Резерфорд понял, что альфа-частицы могли быть отброшены назад лишь в том случае, если положительный заряд атома и его масса сконцентрированы в очень малой области пространства. Так он пришёл к идее атомного ядра - тела малых размеров, в котором сконцентрированы вся масса и весь положительный заряд атома.

Подсчитывая число альфа-частиц, рассеянных на различные углы, Резерфорд смог оценить размеры ядра. Оказалось, что ядро имеет диаметр порядка 10^-12 - 10^-13 см. Размер же самого атома 10^-8 см, т.е. в 10-100 тыс. раз превышает размеры ядра. Впоследствии удалось определить и заряд ядра. При условии, что заряд электрона принят за единицу, заряд ядра в точности равен номеру данного элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Из опытов Резерфорда непосредственно вытекает планетарная модель атома. В центре расположено положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома. В целом атом нейтрален. Поэтому число внутриатомных электронов, как и заряд ядра, равно порядковому номеру элемента в периодической системе. Ясно, что покоиться электроны внутри атома не могут, т.к. они упали бы на ядро. Они движутся вокруг ядра подобно тому как планеты обращаются вокруг Солнца. Такой характер движения электронов определяется действием Кулоновских сил со стороны ядра. В атоме водорода вокруг ядра вращается всего лишь один электрон. Ядра атома водорода имеют положительный заряд, равный по модулю заряду электрона и массу, примерно в 1836 раз больше. Это ядро было названо протоном и стало рассматриваться как элементарная частица.

Простая и наглядная планетарная модель атома имеет прямое экспериментальное обоснование. Она кажется совершенно необходимой для объяснения опытов по рассеиванию альфа-частиц. Но на основе этой модели нельзя объяснить факт существования атома, его устойчивость. Ведь движение электронов по орбитам происходит с ускорением, причём весьма немалым. Ускоренно движущийся заряд по законам электродинамики Максвелла должен излучать электромагнитные волны с частотой, равной частоте его обращения вокруг ядра. Излучение сопровождается потерей энергии. Теряя энергию, электроны должны приближаться к ядру, подобно тому, как спутник приближается к Земле при торможении в верхних слоях атмосферы. Как показывают строгие расчёты, основанные на механике Ньютона и электродинамике Максвелла, электрон за ничтожно малое время (порядка 10^-8 c) должен упасть на ядро. Атом должен прекратить своё существование. В действительности ничего такого не происходит. Атомы устойчивы и в невозбуждённом состоянии могут существовать неограниченно долго, совершенно не излучая электромагнитных волн. Отсюда следует, что к явлениям атомных масштабов законы классической физики неприменимы.

Периодический закон: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.(1869 г., Д.И.Менделеев).

Модель Томсона:

Атом состоит из положительного заряда, равномерно распределенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.

Модель Резерфорда:

Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что атом в челом электронейтрален.

Постулаты Бора:

1. Электрон может вращаться вокру ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

2. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии.

3. излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергии атома в конечном и исходном состоянии.

Уравнение де Бройля:

h=6,34∙10^-34.

БИЛЕТ 40

Метод валентных связей. Механизмы образования ковалнтной связи. Ионная связь.

В 1927 году Гейтлер и Лондон провели исследование, которое позволило сделать вывод, что химическая связь в молекуле водорода осуществляется путём образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам. Образование химической связи между атомами водорода является результатом взаимопроникновения электронных облаков, происходящего при сближении взаимодействующих атомов. Каждый электрон занимает место в квантовых ячейках обоих атомов, т.е. движется в силовом поле, образованном двумя силовыми центрами - ядрами атомов водорода. Такая двухэлектронная двухцентровая связь называется ковалентной связью.

Представление о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей. Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит двум атомам.

Комбинации таких двуэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем.

2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Число электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении.

Электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, может образоваться за счёт неспаренных электронов, имеющихся в невозбуждённых взаимодействующих атомах, и за счёт неспаренных элктронов, появляющихся в результате возбуждения атома. Во многих случаях ковалентные связи возникают и за счёт спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое атома. Тогда ковалентная связь устанавливается по донорно-акцепторному сбособу.

Другой вид химической связи - ионная. Ионная связь образуется при передаче электронов более электроотрицательному атому, т.е. за счёт электростатического притяжения разноимённо заряженных ионов. Ионы могут быть как простыми, так и сложными. Все ионные соединения имеют в твёрдом состоянии ионную кристаллическую решётку, в которой каждый ион окружён несколькими ионами противоположного знака.При этом все связи данного иона с соседними ионами равноценны, так что весь кристалл можно рассматривать как единую "молекулу". В ионных соединениях не происходит полного разделения зарядов на + и -, т.е. полного перехода электрона от одного атома к другому. Это можно объяснить взаимной поляризацией ионов, т.е. влиянием их друг на друга, которое приводит к деформации электронных оболочек. Поляризация ионов оказывает заметное влияние на свойства образуемых ими соединений (н-р: на диссоциацию солей в водных растворах).

БИЛЕТ 41

Свойства ковалентной связи: энергия, насыщаемость, направленность. Пи-связь и сигма-связь.

В природе наиболее распространена ковалентная связь. Ей образованы молекулы всех органических веществ.Если ковалентная связь образована перекрыванием электронных облаков вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, то она называется сигма-связью. В её образовании могут принимать участие как s-,так и p-электронные облака, ориентированные вдоль оси связи. При взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуется не одна, а две области перекрывания, расположенные по обе стороны от этой оси. Такая ковалентная связь называется пи-связью.

Рассмотрим характеристики ковалентной связи.

1. Прочность. От прочности зависит реакционная способность вещества (сигма-связь-прочная, а пи-связь-непрочная). Прочность связи можно охарактеризовать количественно. Мероя является энергия связи.

2. Энергия связи - это количество энергии, затрачиваемой на разрыв связи (чем больше энергия, тем прочнее связь). Энергию выражают в килоджоулях или в джоулях. Если разность суммарной энергии связи исходных элементов и продуктов реакции положительна, то реакция экзотермическая, если отрицательна, то эндотермическая.

3. Насыщенность - это валентные возможности атомов, т.е. определённое число ковалентных связей. Ионная связь и металлическая связь не обладают насыщенностью, т.к. ионы притягиваются ко всем окружающим их противоположно заряженным ионам.

4. Направленность. Когда атом соединяется с другим атомом. происходит перестройка его валентных орбиталей в новые гибридные орбитали удлинённой формы, которые более полнее перекрываются, образуя связь. За счёт этого достигается выигрыш в энергии. Образующаяся связь является более прочнее.

БИЛЕТ42

Гибридизация связей. Строение молекул. Направленные валентные связи.

Крупным шагом в развитии представлении о строении молекул явилась теория химического строения, выдвинутая в 1861 году русским химиком Бутлеровым. Её основу составляют следующие положения:

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определённой последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества с новыми свойствами.

2. Соединение атомов происходит в соответвтвии с их валентностью.

3. Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от их "химического строения", т.е. от порядка соединения атомов в молекулах и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Ещё до появления Бутлерова загадочным явлением в органической химии было существование веществ, которые имели одинаковый состав, ту же молекулярную массу, но обладали разными свойствами. Такое явление было названо изомерией.

Создав эту теорию, Бутлеров совершил научный подвиг. Её значение очень велико. Теория впервые позвлила химикам взглянуть на молекулу, как на систму, в которой существует строгий порядок связи между атомами.

Большое значение в строении молекул играет явление гибридизации связей. Гибридизация - это явление образования новых орбиталей, симметрично расположенных и с одинаковой энергией. Явление гибридизации основано на таком свойстве ковалентной связи, как направленность.

При смешении одной второй s-орбитали и трёх вторых p-орбиталей, образуются 4 одинаковые sp3 гибридные орбитали, каждые из них имеет грушевидную форму, сильно вытянутую в одну сторону от ядра. Такая форма очень выгодна, она способствует более полному перекрыванию орбиталей с другими атомами.

При смешении одной второй s-орбитали и двух втрорых p-орбиталей образуются 3 одинаковые sp2 гибридные орбитали. Третий 2pz электрон не вступвет в гибридизацию и сохраняет форму своей орбитали, располагается в плоскости, перпендикулярной плоскости гибридных орбиталей.

При смешении одной второй s-орбитали и одной второй p-орбитали образуется 2 одинаковые sp гибридные орбитали. Они расположеныв одной плоскости на одной линии под углом 180 друг к другу. 2 другие негибридизированные 2p-орбитали расположены во взаимно перпендикулярных плоскостях.

Полярность молекул и их дипольнвй момент. Межмолекулярное взаимодействие. Понятие о возбуждённом состоянии атомов в молекуле.

Если двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов, так что возникает асимметрия в распределении заряда. В таких случаях ковалентная связь называется полярной и говорят о полярности молекулы. Полярную молекулу можно рассматриватькак систему из двух равных по абсолютной величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определённом расстоянии друг от друга. Такие системы называются электрическими диполями. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем пространстве образуется электрическое поле. Напряжённость этого поля пропорциональна дипольному моменту молекулы, представляющему собой произведение абсолютного значения заряда электрона на расстояние l между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле. Дипольный момент молекулы служит количественной мерой её полярности. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях. Молекула тем более полярна, чем больше смещена общая электронная пара к одному из атомов, т.е. чем выше эффективные заряды атомов и чем больше длина диполя. Поэтому в ряду сходно построенных молекул дипольный момент возрастает по мере увеличения разности электроотрицательностей атомов, образующих молекулу.

В веществах с молекулярной структурой имеет место межмолекулярное взаимодействие. Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также силами Ван-дер-Ваальса, слабее ковалентных, но проявляются на больших расстояниях. В их основе лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен.

Если вещество состоит из полярных молекул, то соседние молекулярные диполи ориентируются друг по отношению к другу противоположно заряженными полюсами, вследствие чего возникает притряжение. Такой вид межмолекулярного взаимодействия называется ориентационным. В случае веществ, состоящих из неполярных молекул, но способных к поляризации, наблюдается возникновение индукционного взаимодействия, вследствие превращения молекул в индуцированные диполи под действием электрического поля, поляризующие в свою очередь соседние молекулы, и их притяжения. Существует также дисперсное взаимодействие, которое выражает притяжение мгновенных диполей, образующихся вследствие движения электронов в атомах, а также колебания ядер, и связанного с этим непрерывного изменения взаимного положения электронов и ядер.

Процесс, приводящий к увеличению числа неспаренных электронов в атомах молекулы с целью увеличения числа возможных ковалентных связей, называется возбуждением атома. Это возможно при затрате определённого количества энергии.