Файл: Министерство высшего и среднего специального образования республики узбекистан.docx
Добавлен: 23.11.2023
Просмотров: 48
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
2.Строение атома
Атом состоит из положительно заряженного ядра, окруженного одной или несколькими отрицательно заряженными частицами, называемыми электронами. Сумма всех положительных зарядов равна сумме всех отрицательных зарядов, поэтому атом не имеет результирующего заряда: он электрически нейтрален. Большая часть массы атома сосредоточена в его ядре; масса электрона составляет лишь 1/1836 часть массы ядра легчайшего из атомов-водорода. Хотя ядро такое тяжелое, оно очень невелико по сравнению с общим размером атома. Радиус типичного атома составляет приблизительно 1—2,5 ангстрема , тогда как радиус ядра имеет величину порядка 10-5 А. Если бы атом оказался увеличенным до размеров Земли, его ядро имело бы всего 60 м в диаметре и смогло свободно уместиться на небольшом футбольном поле. Ядро атома содержит протоны и нейтроны. Протоны и нейтроны имеют почти одинаковые массы, но отличаются зарядом. У нейтрона нет электрического заряда, в то время как протон имеет положительный заряд, который точно компенсирует отрицательный заряд электрона. В табл. 1-1 указаны заряды трех перечисленных элементарных частиц, а также их массы, выраженные в атомных единицах массы. Атомная единица массы (а. е. м.) определяется как одна двенадцатая часть (точно) массы атома углерода, в ядре которого содержатся 6 протонов и 6 нейтронов. В такой шкале протоны и нейтроны обладают массами, которые близки к 1 а. е. м. каждая, но не равны точно этой величине. (Здесь уместно указать, что в 1 грамме (г) содержится 6,022.1023 а.е. м. Эта величина известна под названием числа Авогадро N. Число протонов в ядре атома принято называть порядковым (атомным) номером и обозначать буквой Z. Оно совпадает с числом электронов, окружающих ядро, поскольку атом должен быть электрически нейтральным. Массовое число атома равно полному числу содержащихся в нем тяжелых частиц: протонов и нейтронов. Когда два атома сближаются на достаточное расстояние, чтобы между ними возникло химическое взаимодействие или, как принято говорить, химическая связь каждый атом «ощущает» главным образом наличие самых внешних электронов другого атома. Поэтому именно эти внешние электроны играют определяющую роль в химическом поведении атомов. Нейтроны в составе ядра оказывают ничтожное влияние на химические свойства атомов, а протоны важны постольку, поскольку они определяют число электронов, которые должны окружать ядро нейтрального атома. Все атомы с одинаковым порядковым номером ведут себя в химическом отношении практически одинаково и рассматриваются как атомы одного и того же химического элемента. Каждому элементу присвоено определенное название и одно- или двухбуквенный символ (обычно заимствованный от греческого или латинского названия). Например, символ углерода-С, а символ кальция-Са. В качестве символа натрия, Na, взяты две первые буквы его латинского (и немецкого) названия натриум, чтобы отличить его от азота N (латинское название нитроген). В таблице атомных масс элементов, приведен алфавитный перечень элементов и их символов. Хотя все атомы одного
элемента имеют одинаковое число протонов, эти атомы могут отличаться числом имеющихся у них нейтронов (табл.1-2). Такие различные атомы одного и того же элемента называются изотопами. На рис. 1-1 схематически изображены четыре различных изотопа гелия (Не). Все атомы хлора (С1) имеют 17 протонов, но существуют изотопы хлора, имеющие от 15 до 23 нейтронов. В природных условиях обнаруживаются только два изотопа хлора, а именно изотоп с 18 нейтронами (75,53% всех атомов хлора, встречающихся в природе) и изотоп с 20 нейтронами (24,47%). Чтобы записать символ изотопа, слева от символа элемента указывают нижним индексом его порядковый номер, а верхним индексом - массовое число (суммарное число протонов и нейтронов) изотопа. Таким образом, символы двух естественных изотопов хлора записывают как 35СI и 37CI. Строго говоря, наличие нижнего индекса не обязательно, поскольку все атомы хлора содержат по 17 протонов. Поэтому символы изотопов обычно записывают без указания нижнего индекса-35С1 и 37С1. Обсуждая эти изотопы, мы будем пользоваться терминами «хлор-35» и «хлор-37». Для того чтобы атом был устойчивым, он, как правило, должен иметь немного больше нейтронов, чем протонов. Каждый изотоп элемента характеризуется порядковым номером (суммарным числом протонов), массовым числом (суммарным числом протонов и нейтронов) и атомной массой (массой атома, выраженной в атомных единицах массы). Поскольку дефект массы при образовании атома очень мал, массовое число обычно совпадает с атомной массой изотопа, округленной до ближайшего целого числа. (Например, атомная масса хлора-37 равна 36,966, что после округления дает 37.) Если в природе встречается несколько изотопов одного элемента, то, разумеется, экспериментально наблюдаемая атомная масса (естественная атомная масса) должна быть равна средневзвешенному значению атомных масс отдельных изотопов. Это средневзвешенное значение определяется соответственно относительному содержанию изотопов в природе. Хлор существует в природе в виде смеси из 75,53% хлора-35 (атомная масса 34,97 а.е.м.) и 24,47% хлора-37 (36,97 а.е.м.), поэтому средневзвешенное значение масс этих изотопов равно (0,7553-34,97 а.е.м.) + (0,2447-36,97 а.е.м.) =35,46 а.е.м., представляют собой во всех случаях средневзвешенные значения атомных масс изотопов, встречающихся в природе, и именно этими значениями мы будем пользоваться в дальнейшем, за исключением тех случаев, когда будет конкретно обсуждаться какой-нибудь отдельный изотоп. Все изотопы одного элемента в химическом отношении ведут себя практически одинаково. Различия наблюдаются только в отношении свойств, чувствительных к массе. Образование атомов из элементарных частиц, которое представляет интерес для физиков, отнюдь не является высшей стадией организации материи. Как мы уже упоминали, когда атомы настолько сближаются друг с другом, что внешние электроны одного атома могут взаимодействовать с другими атомами, между атомами возникают достаточно большие силы притяжения, чтобы удерживать их вместе химической связью. В простейших случаях связь возникает результате обобществления двух электронов между парой атомов, причем каждый из связанных атомов поставляет для этого по одному электрону. Связи, возникающие в результате обобществления электронов,
называются ковалентными связями, а два или несколько атомов, связанных воедино ковалентными связями, называют молекулой. Одним из важнейших триумфов квантов о механической теории в химии явилась ее способность предсказывать типы атомов, которые могут образовывать друг с другом связи ,а также трехмерные структуры и реакционную способность образующихся при этом молекул. В структурных формулах молекул ковалентная связь, возникающая в результате обобществления пары электронов, схематически изображается прямой линией, соединяющей связанные атомы. Хотя сильнее всего каждый атом притягивается к тем атомам, с которыми он связан в молекуле, между самими молекулами также действуют слабые, но вполне заметные силы притяжения. Поэтому молекулы оказываются как бы слегка «клейкими». Эти силы, вызываемые мгновенными флюктуациями распределения электронов в атомах, известны под названием вандерваальсовых сил (по имени датского физика Йоханнеса Ван-дер-Ваальса). Они ответственны за существование трех состояний (или фаз) вещества при различных температурах: кристаллического, жидкого и газообразного. Температура представляет собой просто меру тепловой энергии или энергии движения, которой обладает совокупность молекул. При низких температурах молекулы имеют малую энергию движения, и вандерваальсовы силы притяжения удерживают молекулы вместе в упорядоченной плотноупакованной кристаллической структуре или решетке . Эта ситуация соответствует твердому кристаллическому состоянию. Если к кристаллу подводится энергия, его температура повышается и молекулы все сильнее колеблются относительно своих средних или равновесных положений в кристаллической решетке. Если к кристаллу подведена достаточная энергия, упорядоченная структура молекулярного кристалла разрушается и молекулы получают возможность свободно скользить одна вдоль другой, хотя они по-прежнему соприкасаются друг с другом. Эта ситуация соответствует жидкому состоянию, а температура перехода между кристаллическим и жидким состоянием называется температурой плавления (Тпл). Жидкость по-прежнему удерживается вандерваальсовыми силами притяжения, хотя молекулы имеют слишком большую энергию движения, чтобы оставаться в фиксированных положениях. Если к жидкости подводится дополнительная энергия, молекулы начинают двигаться достаточно быстро и способны преодолевать вандерваальсовы силы притяжения, полностью отделяясь одна от другой и двигаясь в пространстве по независимым молекулярным траекториям . Эта ситуация отвечает газовой фазе, а температура перехода между жидкостью и газом называется температурой кипения (Т
кип). Как правило, большим молекулам соответствуют более высокие температуры плавления и кипения, поскольку такие молекулы имеют большую поверхность, что приводит к большим вандерваальсовым силам притяжения. Так, при давлении 1 атм Н2 кипит при — 252,5°С, СН4-при — 164,0°С, а С8Н18 следует нагреть до + 125,7°С, чтобы его молекулы отделились одна от другой и перешли в газовую фазу. На температуры плавления и кипения также оказывают влияние другие силы межмолекулярного взаимодействияь связанные с полярностью молекул. Если два атома связаны друг с другом ковалентной связью в результате обобществления пары электронов, но неодинаково сильно притягивают к себе эти электроны, то электронная пара смещается в сторону того атома, который притягивает ее сильнее. На этом атоме возникает некоторый избыток отрицательного заряда, записываемый символом δ- (а не знаком минус, так как это означало бы полный электронный заряд), а на атоме, который уступил в конкуренции за обладание электронной парой, появляется небольшой положительный заряд δ+. Поскольку способность притягивать электроны (электроотрицательность) кислорода больше, чем у водорода, атом кислорода в молекуле воды или метилового спирта несет на себе небольшой отрицательный заряд, а атомы водорода-небольшие положительные зарядыт. Подобные молекулы называются полярными, поскольку они ведут себя как крошечные электрические диполи; другими словами, отрицательный заряд на атоме кислорода притягивает расположенные поблизости положительные заряды, а положительно заряженные атомы водорода притягивают другие отрицательные заряды. Так возникает еще один тип сил притяжения между молекулами, помимо вандерваальсовых сил притяжения. Вследствие наличия дополнительных сил взаимодействия между полярными молекулами метанола (метилового спирта) он плавится и кипит при гораздо более высоких температурах, чем метан, который имеет сходные с метанолом размеры молекул. При комнатной температуре метанол представляет собой жидкость, а метан - газ. В воде силы притяжения между атомами водорода и кислорода, принадлежащими различным молекулам, столь велики, что получили название водородных связей. Водородные связи играют чрезвычайно важную роль в белках и других гигантских молекулах, из которых построены живые организмы. Если бы не полярность молекул воды и наличие между ними водородных связей, вода плавилась бы и кипела при более низких температурах, чем даже сероводород . При комнатной температуре она находилась бы в газообразном состоянии, а не в виде наиболее распространенной на Земле жидкости. Хотя уравнение Шрёдингера для многоэлектронных атомов не имеет точного решения, можно показать, что при возрастании порядкового номера элементов не следует ожидать радикального изменения электронного строения атомов по сравнению с атомом водорода. Атомы всех элементов тоже могут быть охарактеризованы квантовыми состояниями, причем для этого используются те же четыре квантовых числа и по существу такие же электронные функции вероятности, или облака электронной плотности. Конечно, квантовые уровни энергии для разных элементов не совпадают, однако при переходе от одного элемента к другому они изменяются закономерным образом. При обсуждении электронного строения многоэлектронного атома следует исходить из наличия у него ядра и соответствующего числа электронов. Будем предполагать, что допустимые электронные орбитали, если и не точно идентичны орбиталям атома водорода, то представляют собой нечто подобное им-так называемые водородоподобные орбитали. Тогда можно мысленно построить многоэлектронный атом, последовательно помещая на эти орбитали по одному электрону, причем процесс заселения следует начинать с наиболее низких по энергии орбиталей. Таким образом мы построим модель атома в его основном состоянии, т.е. в состоянии с низшей электронной энергией. Такой способ мысленного построения многоэлектронного атома впервые применил Вольфганг Паули (1900-1958), который назвал описанный процесс принципом заполнения. По существу, однако, процесс мысленного построения атома основывается на трех принципах. 1. Никакие два электрона в одном и том же атоме не могут находиться в одинаковом квантовом состоянии. Это требование известно под названием принципа запрета Паули. Оно означает, что никакие два электрона в одном атоме не могут характеризоваться одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел n,l,m, и s. Следовательно, на
одной атомной орбитали, описываемой квантовыми числами n, l и m, может находиться максимум два электрона: один со спиновым квантовым числом (спином) + 1/2 и один со спином — 1/2. Принято схематически обозначать произвольную атомную орбиталь кружком, а находящийся на орбитали электрон-стрелкой внутри кружка. Когда на одной орбитали находятся два электрона со спинами + 1/2 и —1/2, говорят, что их спины спарены. 2. Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания энергии. На s-орбитали может находиться максимально два электрона. На трех р-орбиталях в совокупности может размещаться до 6 электронов, на пяти
d-орбиталях-до 10 электронов, а на семи f- орбиталях-до 14 электронов.
Прежде чем начать процесс заполнения орбиталей, необходимо выяснить
Последовательность возрастания их энергетических уровней.У многоэлектронных атомов в отсутствие внешних электрических и магнитных полей энергия электронов зависит от квантовых чисел n и l (эти квантовые числа определяют размеры и форму орбиталей), но не зависит от квантового числа m (определяющего ориентацию орбиталей). 3. При заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, пяти Зd-орбиталей) электроны в первую очередь расселяются поодиночке на ва¬
кантных орбиталях, после чего начинается заселение орбиталей вторыми
электронами. Это происходит в соответствии с правилом Гунда, согласно
которому на орбиталях с одинаковой энергией электроны остаются по возможности неспаренными. Такая особенность объясняется наличием электрон-электронного отталкивания. Два электрона, один из которых находится на рХ-орбитали, а другой на ру-орбитали, имеют возможность находиться на большем расстоянии друг от друга, чем два электрона, спаренные на одной р^-орбитали (см. рис. 8-22). Следствием правила Гунда является особая устойчивость полузаполненного набора орбиталей (полного набора всех орбиталей с одинаковой энергией, на каждой из которых находится по одному электрону). При заселении набора из пяти d-орбиталей шестым электроном он вынужден спариваться с другим электроном, уже находящимся на какой-либо из орбиталей. Взаимное отталкивание отрицательно заряженных электронов приводит к тому, что для удаления (ионизации) этого шестого электрона требуется меньшая энергия, чем для удаления одного из пяти электронов из полузаполненного набора пяти d-орбиталей. По аналогичной причине четвертый электрон, заселяющий набор из трех р-орбиталей, удерживается в атоме менее прочно, чем третий электрон.