Основы химии

лимитирует тот экологический фактор, количество которого близко к

необходимому организму или экосистеме минимуму и дальнейшее снижение

которого ведет к гибели организма или деструкции экосистемы».

Важное значение имеет и закон максимума, по которому «Количественное

изменение экологических условий не может увеличить биологическую

продуктивность экосистемы и хозяйственную производительность агросистемы

сверх вещественно-энергетических лимитов, определяемых эволюционными

свойствами биологических объектов и их сообществ». В связи с этим, введен

закон снижения энергетической эффективности природопользования. По этому

закону «В ходе исторического развития при получении полезной продукции на

ее единицу в среднем затрачивается все большее количество энергии».

Действие этого закона мы уже стали ощущать.

Глубокое философское и практическое значение имеют так называемые

«Законы» экологии Б.Коммонера:

Первый – «Все связано со всем».

Второй – «Все должно куда-то деваться».

Третий – «Природа «знает» лучше».

Четвертый – «Ничто не дается даром».

И если к этим постулатам Б.Коммонера добавить закон неустранимости отходов

или побочных воздействий производства, который гласит, что «В любом

хозяйственном цикле образующиеся отходы и возникающие побочные эффекты

неустранимы, они могут быть лишь переведены из одной формы в другую или

перемещены в пространстве», то становится ясным к каким экологическим

последствиям может привести безрассудное хозяйствование, экологическая

профанация и бездумное антропогенное воздействие на экосистемы. Мы почему-

то не хотим до конца осознать, что тератогены /вещества, воздействие

которых на организм приводит к аномалиям в его развитии, возникновением

уродств/ могут вызывать быстроразвивающуюся цепь появления сплошных

мутантов. Мы все надеемся на толерантность организма /способность организма

относительно безболезненно выносить отклонение факторов среды от

оптимальных для него/, ибо согласно закона толерантности В.Шелфорда

«Лимитирующим фактором процветания отдельного организма или вида может быть

как минимум, так и максимум экологического воздействия, диапазон между

которыми определяет выносливость организма к данному фактору».

За последнее время опыт показал, что этот диапазон резко сужается.

Надо иметь в виду и закон максимизации энергии. Он объясняет, какая

экосистема имеет больше шансов на выживание. По этому закону «Выживает та

система, которая наилучшим образом способствует поступлению энергии и

использует максимальное ее количество наиболее эффективным способом».

Глава 2.

Строение атома.

На рубеже XIX–XX веков наука вплотную подошла к открытию строения

материи. В этот период, метко названный революцией в естествознании, были

сделаны выдающиеся открытия:

–открытие катодных лучей /1897 – Крукс/,

–фотоэлектрического эффекта /1887 – Герц/,

–рентгеновских лучей /1895 – Рентген/,

–явления радиоактивности /1896 – Беккерель/,

которые подтвердили ранее сделанные предсказания о сложной структуре атома.

В результате было обнаружено, что в состав атома входят отрицательно

заряженные частицы, которые были названы Джозефом Томсоном – английским

физиком – электронами.

Экспериментальным путем в 1911 году Эрнестом Розерфордом было открыто

ядро атома, несущее положительный заряд и занимающее ничтожно маленькую

часть пространства внутри атома.

Первые теории строения атома были примитивными и не получили широкого

распространения. Однако в истории становления модели атома почетное место

занимают теории Розерфорда и Бора. Розерфорд предложил планетарную модель

атома /1911/. Бор сформулировал квантовые постулаты, разработал модель

строения атома водорода, вывел формулы для расчета радиусов и энергии

квантовых орбит и формулы для определения спектральных линий /1913/.

2.1. Квантово–механическая модель атома.

Современная квантово-механическая теория строения атома складывалась

постепенно. Делались новые открытия, совершенствовался математический

аппарат и, соответственно, выкристаллизовывалась модель атома. Современная

квантово-механическая теория гласит, что атом любого элемента имеет сложную

структуру. Положительная часть атома /положительный заряд/ сосредоточена в

ядре. Отрицательную часть составляют электроны, которые находятся в

беспрерывном движении.

2.1.1. Строение ядра. Протонно–нейтронная теория.

Ядро атома, открытое в 1911 году Розерфордом, имеет сложную структуру.

Основными частицами, входящими в состав любого ядра, являются протоны и

нейтроны.

Протон /обозначается ¦р/ – элементарная частица, входящая в состав ядер

всех атомов и имеющая массу, равную массе ядра атома водорода /1,008

а.е.м./ и заряд по величине равный заряду электрона, но противоположный по

знаку /+1/.

Нейтрон /обозначается 10n/ – элементарная частица, обладающая массой

близкой к массе протона /1,00866 а.е.м./, но не несущая электрического

заряда /электронейтральная/.

Теория строения ядра атома, предложенная в 1932 году нашими

исследователями Иваненко и Гапоном и немецким ученым Гейзенбергом названа

протонно–нейтронной теорией ядра. Согласно этой теории:

–ядро атома состоит из нуклонов /так названы в сумме протоны и нейтроны/;

–суммарное число протонов в ядре /Np=?¦р/ обуславливает величину

положительного заряда ядра /Zя/. От него зависит число электронов в

электронейтральном атоме /Ne/ и порядковый номер в таблице Менделеева /Z/:

Z=Ne=Zя=Np;

–суммарное число нейтронов /Nn=?10n/ c cуммарным числом протонов /Np/ дают

величину массы ядра /А=Np+Nn/. Эту величину называют массовым числом /А/.

Массовое число А равно целому числу, наиболее близкому по значению к

атомной массе данного элемента Аэ;

–зная заряд ядра и массовое число можно определить количество протонов в

ядре:

Nn=А–Z;

–структура ядра атома может быть выражена следующей формулой:

Zp+(A–Z)n

Например, структура ядра атома фтора /А=19, Z=9/ будет 9р+10n, т.е. в

состав ядра атома фтора входит 9 протонов и 10 нейтронов. Так как заряд

ядра /Z/ и массовое число /А/ являются количественной характеристикой атома

любого элемента /Э/, то он ставятся в виде индексов возле символа данного

элемента AZЭ, например для фтора 199F или для серебра 10847Ag.

Элементы, ядра атомов которых содержат одно и то же число протонов но

различное количество нейтронов, названы изотопами, например, цинк /Z=30,

A=64; 66; 67; 68;70/ имеет изотопы 6430Zn, 6630Zn, 6730Zn, 6830Zn, 7030Zn.

Атомы элементов, имеющие одинаковые массовые числа, но различные заряды

ядер, названы изобарами, например: 4018Ar, 4019K, 4020Cr.

Химическим элементом называют вид атомов, обладающих одинаковым зарядом

ядра.

Наряду с протонами и нейтронами в состав ядер атомов входят и другие

элементарные частицы, например, мезон. /Мезоны в двести-триста раз тяжелее

электрона/. Существует мнение, что мезоны обуславливают ядерные силы,

которые приводят к образованию прочных и компактных ядер из протонов и

нейтронов. Этот аспект рассматривается в курсе ядерной физики.

2.1.2. Двойственная природа электрона.

Электроны, как элементарные частицы, проявляют корпускулярно-волновой

дуализм. Они являются частицами и проявляют волновые свойства.

Любая частица представляет собой сосредоточение вещества в малой части

пространства. Следовательно, как частицы электроны обладают массой me и

зарядом е.

Масса электрона me =9,11*10–28г. /в 1837,11 раз меньше массы атома

водорода/. Заряд электрона е=1,6*10–19 Кл/ или 4,8*10–10 эл.ст.ед./.

Движение электрона как частицы должно характеризоваться, с одной стороны,

траекторией, т.е. координатами и, с другой стороны, скоростью в данный

момент времени.

Однако в движении электроны проявляют волновые свойства. Этот процесс

происходит в объеме трехмерного пространства и развивается во времени, как

периодический процесс. Характеристикой волны является длина волны, ее

частота, скорость движения и амплитуда с определенным знаком.

Следовательно, электронный поток характеризуется длиной волны ?, которую

можно оценить с помощью уравнения Луи де Бройля /1924г./:

?=h/mv

Здесь h–постоянная Планка /h=6,62*10–34 Дж/, m–масса электрона, v–скорость

электрона.

Можно сказать, что уравнение де Бройля объединяет характеристику волнового

процесса /?/ и корпускулярного движения /mv–импульс/. Волновая природа

электронов подтверждена экспериментально полученной картиной интерференции

и дифракции электронов.

Неопределенность в поведении электрона.

Поскольку электрон обладает волновыми свойствами, то его движение не

может быть описано определенной траекторией. Траектория «размывается»,

возникает область /полоса/ неопределенности, в пределах которой и находится

электрон.

В связи с этим, для электрона, как микрочастицы, применим принцип

/соотношение/ неопределенности Гейзенберга /1927/, который гласит, что в

любой момент времени невозможно одновременно точно определить и положение

электрона в пространстве /его координату/ и его скорость /импульс/,

минимальная возможная неточность равна h.

Математически принцип неопределенности можно выразить так:

(?px)(?x)=>h

Здесь ?px –неопределенность в величине импульса,

?x – неопределенность в положении частицы в

пространстве,

h – постоянная Планка.

Так как h– величина постоянная, то из принципа неопределенности следует,

что чем точнее будем определять импульс электрона / его скорость /, тем

большую будем допускать ошибку в определении его координаты, т.е.

местонахождения.

В соответствии с принципом неопределенности траекторию электрона нельзя

рассматривать со строгой математической точностью, как боровскую орбиту,

существует область неопределенности, в которой может двигаться электрон.

Поэтому следует говорить только о вероятности того, что электрон в данный

момент времени будет в данном месте пространства атома.

В квантовой механике имеют дело со статическими принципами и

вероятностным характером поведения электронов. Область пространства атома,

внутри которой существует наибольшая вероятность нахождения электрона,

называется орбиталью.

2.1.3. Волновая функция и волновое уравнение.

Так как электронам присущи волновые свойства и они обладают

неопределенностью положения в пространстве, их движение характеризуется при

помощи волновой функции ? и описывается волновым уравнением. Физический

смысл волновой функции заключается в том, что ее квадрат ?2 пропорционален

вероятности нахождении электрона в элементарном объеме атома ?V с

координатами x, y, z.

Значение волновой функции находят при решении волнового уравнения

Шредингера:

?2?/?x2 + ?2?/?y2 + ?2?/?z2 +8?2m/h2*(E–U)?=0

В этом сложном дифференциальном уравнении с частными производными:

Е–полная энергия частицы, U – потенциальная энергия, ? –волновая функция.

Волновая функция, получаемая при решении уравнения Шредингера, может

иметь ряд значений. Эти значения зависят от квантовых параметров n, l, me,

названных квантовыми числами

n

? l

me

В итоге – значения квантовых чисел есть не что иное как результат

решения уравнения Шредингера. Следовательно, при решении уравнения

Шредингера получены значения волновой функции и возможные /допустимые/

значения квантовых чисел.

2.1.4. Квантовые числа. Атомные орбитали.

Так как электрон имеет четыре степени свободы, то для характеристики

его поведения в атоме требуется четыре квантовых числа.

Главное квантовое число n определяет удаленность атомной орбитали от

ядра и характеризует общий запас энергии электрона на данном энергетическом

уровне. n принимает целочисленные значения от единицы до бесконечности. В

зависимости от цифровых значений главного квантового числа приняты

буквенные обозначения квантовых уровней n=1, 2, 3, 4,…

обозначение К, L, M, N,…

Чем больше n, тем слабее электрон связан с ядром и более емким становится

квантовый уровень. Числовые значения n определяют также и количество

подуровней, содержащееся на данном квантовом уровне /т.е. числовые значения

n определяют емкость квантового уровня/. Так, если n=3, то это значит, что

имеем третий квантовый уровень, который состоит из трех подуровней.

Орбитальное квантовое число l характеризует момент количества движения

электрона относительно центра орбитали. Наличие такого движения приводит к

делению квантового уровня на подуровни. Орбитальное квантовое число

характеризует так же пространственную форму электронного облака. Это

квантовое число предопределяется главным квантовым числом n и принимает ряд

целочисленных значений от нуля до n–1. В зависимости от числовых значений l

приняты буквенные обозначения подуровней:

n=1, 2, 3, 4,…

l=0, 1, 2, 3,…,–1

обозначение подуровня: s, p, d, f,…

форма орбитали

Магнитное квантовое число ml характеризует магнитный момент электрона.

Определяет ориентацию квантового подуровня в пространстве. Число проекций

подуровня на направление магнитных силовых линий квантуется и оно равно

количеству орбиталей на данном подуровне. Можно сказать, что магнитное

квантовое число определяет количество орбиталей на подуровне. ml принимает

значения от –l через ноль до +l.

ml = –l,…,+1, 0, –1,…, +l.

Рассмотрим подуровень s. Для него: l=0, ml=0

H рис.2.1.

У подуровня шарообразной формы может быть только одна проекция. (рис.2.1.),

имеющая значение «ноль». Следовательно, на s -подуровне только одна s-

орбиталь.

Подуровень Р имеет l=1, а ml = –1, 0, +1

l=1

В данном случае согласно правил квантования уже три проекции.

Следовательно на р-подуровне три р-орбитали.

рис2.2.

Для d-подуровня: l=2, ml = –2, –1, 0, +1, +2. Это значит, что согласно

квантовой теории d-подуровень состоит из пяти d-орбиталей.

Подуровень f имеет l=3, ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3. Следовательно f-

подуровень состоит из семи f-орбиталей.

Число орбиталей на подуровне можно определить из выражения ml =2l+1:

значение l: 0, 1, 2, 3, …….

подуровень: s, p, d, f, …….

число орбиталей: 1, 3, 5, 7, …….

Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества

движения, возникающий как бы из-за «вращения» электрона вокруг собственной

оси. Принимает два значения: +1/2 и –1/2, что соответствует двум возможным

направлениям вращения электрона.

ms= +1/2; –1/2.

Оно получено из опытов Штерна и Герлаха.

Рассмотренные квантовые числа определяют энергию электрона, объем и

форму пространства, в котором вероятно его пребывание в околоядерном

объеме, т.е. размер, форму и ориентацию орбитали в пространстве.

Так как волновая функция ? является решением уравнения Шредингера при

всевозможных значениях квантовых чисел, то можно сказать, что волновая

функция является в свою очередь функцией рассмотренных квантовых параметров

n, l и ml, где:

n= 1, 2, 3, 4,…,

l= 0, 1, 2, 3,…,n–1

ml=–l,…, –1, 0, +1,…, +l

Атомные орбитали. Так как вероятность нахождения электрона в

пространстве далеком от ядра очень мала, когда говорят об орбиталях, то

имеют в виду такую область вокруг ядра атома внутри которой сосредоточено

90–95% электронного заряда. С точки зрения квантовой механики атомные

орбитали являются геометрическим изображением волновой функции ? (n, l,

ml).

Z Электронное облако. Если бы в каждый момент времени

y определяли положение электрона в трехмерном

пространстве и

ставили в том месте точку, то через множество таких

определений

X получили бы картину в виде пространственного облака

изображен-

ного точками с размытыми краями /рис.2.3.)

рис.2.3.

Такое зарядовое облако называют электронным облаком. Его плотность,

пропорциональная ?2, является непосредственной мерой вероятности нахождения

электрона. Граничная поверхность облака, внутри которой содержится 90–95%

электронного заряда, дает форму орбитали.

Z s-орбиталь. Она существует при l=0.

Значение ml тоже равно

Y нулю. Имеем только одно значение ml =0. Следовательно,

s-орбиталь имеет максимальную симметричность. У нее

X сферическая форма (рис.2.4.). В этом случае вероятность на–

хождения электрона в околоядерном пространстве определя–

рис.2.4. ется только радиусом-вектором и не зависит от

угла координат.

? Радиальное распределение электронной

плотности для 1s

электрона соответствует кривой с максимумом

(рис.2.5.).

Максимум распространения вероятности находится на

0 r1 r,A0 расстоянии от ядра r1, которые соответствует радиусу

рис.2.5. первой боровской орбиты.

р-орбиталь. Существует при l=1. ml = –1, 0,

+1.

Z р-орбиталь появляется на втором и всех

последующих

Рz уровнях. Так как ml имеет

три значения, то на р-подуров-

Y не каждого уровне может быть

три р-орбитали. р-орбиталь

имеет гонтелеобразную форму. Все три р-орбитали

распо-

X лагаются в пространстве по направлению координатных

Px осей. Их называют соответственно рх, рy, рz-орбитали

Py (рис.2.6.).

Рис.2.6. Z Y Y Z Z

X X X X Y

dz2 dx2 y2 dxy dxz

dyz

рис.2.7.

d-орбиталь. Появляется при l=2 на третьем квантовом уровне. На d-

подуровне может быть уже пять различных состояний электронов, поэтому на d-

подуровне каждого квантового уровня содержится пять d-орбиталей. В этом

случае ml принимает пять значений: ml = –2, –1, 0, +1, +2, d-орбитали имеют

более сложную форму, чем р-орбитали, они либо в виде четырех лепестков либо

в виде гантели с ободком (рис.2.7.).

f-орбиталь. Появляется при значении l=3. f-орбитали могут быть только

на четвертом и более отдаленных уровнях. Так как при l=3 ml имеет 7

значений /–3, –2, –1, 0, +1, +2, +3/, то на f-подуровне может быть семь

орбиталей. Форма f-орбиталей еще более сложная, чем у d-орбиталей. f-

орбитали изображают в виде сложных шестилепестковых фигур.

Форма орбиталей и ее направленность играют существенную роль при

образовании химических связей, т.к. эти два фактора определяют характер и

степень перекрывания электронных облаков соединяющихся атомов.

2.1.5. Структура электронных оболочек атомов.

Полная электронно-энергитическая структура атомов предопределяется

набором рассмотренных квантовых чисел. Главное квантовое число n определяет

не только номер квантового уровня, но и указывает на число подуровней

содержащихся в данном уровне. Например, при n=3, имеем третий квантовый

уровень, который состоит из трех подуровней: s-, p-, d-подуровня. Чем

дальше от ядра находится квантовый уровень, тем он более емкий, тем из

большего числа подуровней он состоит. Число орбиталей на уровне можно

определять по формуле кn=n2, а число орбиталей на подуровне, как уже

указывалось, по формуле кl=2l+1.

Рассмотрим теоретическую схему взаимного расположения квантовых уровней

и подуровней. /Фрагмент для первых четырех уровней/. На четырех

вертикальных линиях отложим значения квантовых чисел n, l, ml и

ms.(рис.2.8.) На первой вертикальной линии изобразим квантовые уровни

соответственно значениям квантового числа n /см. рис.2.8.). Мы уже знаем,

что чем больше числовое значение n, тем более емкий квантовый уровень. По

этому на рисунке он сделан более длинным по высоте. На второй вертикальной

линии, отнесенной к квантовому числу l показано деление квантовых уровней

на подуровни. Первый квантовый уровень состоит только из одного подуровня

/обозначенного как s-подуровень/. Второй квантовый уровень делится уже на

два подуровня: s-подуровень и р-подуровень. Третий уровень делится на три

подуровня /s, p и d/, а четвертый – на четыре подуровня /s, p, d и f/.

ml = –1, 0, +1

d-подуровень содержит уже пять орбиталей.

| | | | | |d-подуровень |

ml = –2, –1, 0, +1, +2

f-подуровень увеличил свою емкость до семи орбиталей

| | | | | | | |f-подуровень |

ml = –3, –2, –1, 0, +1, +2

+3

Четвертая вертикальная линия отнесена к спиновому квантовому числу ms.

Забегая вперед отметим, что это квантовое число предопределяет возможное

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9