|
|
ОглавлениеЧасть I. Основы общей химии. Глава 1. Основные понятия и законы химии Глава 2. Строение атома. Периодичность химических свойств элементов Глава 3. Энергетика химических процессов Глава 4. Кинетика химических реакций Глава 6. Электрохимические системы Глава 7. Химия неорганических соединений Часть II. Основы биоорганической химии. Глава 8. Углерод - основа органических соединений Глава 12. Нуклеотиды и нуклеиновые кислоты Глоссарий основных терминов и понятий общей химии Для бесплатного чтения доступна только часть главы! Для чтения полной версии необходимо приобрести книгуГЛАВА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧНОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ2.1. Строение атомаХимики XIX в. были не в состоянии ответить на вопрос, в чем сущность различий между атомами разных элементов. Лишь в период 1897—1911 гг. удалось установить, что сами атомы состоят из более мелких частиц. Частицы, из которых состоят атомы, — это электроны и атомные ядра. Электроны и атомные ядра несут электрические заряды, которые в значительной степени обусловливают свойства самих частиц и строение атомов. Электрон (е-) представляет собой частицу с отрицательным зарядом величиной 1,602 • 10-19 кулон (Кл); масса электрона равна 0,9108 • 10-30 кг, что составляет 1/1837 массы атома водорода, т.е. она чрезвычайно мала. В 1925 г. было установлено, что электрон вращается вокруг собственной оси и он имеет собственный момент количества движения — спин (от англ. spin — вращение). Величина спина одинакова для всех электронов, но ориентация оси может меняться. По отношению к определенному направлению, такому, например, как направление магнитного поля Земли, свободный е- может ориентироваться только в одном из двух направлений: он должен быть ориентирован параллельно данному полю или антипараллельно (иметь противоположную ориентацию). Атомное ядро имеет размеры значительно меньше, чем сам атом (в 10—100 тыс. раз). Однако в ядре сосредоточена почти вся масса атома. В 1932 г. советскими учеными Д.Д. Иваненко и Е.Н. Гапоном была предложена протонно-нейтронная теория строения ядра. В соответствии с этой теорией ядро атома состоит из элементарных частиц: протонов и нейтронов. Их называют нуклонами (от греч. nucleus — ядро). Протон — простейшее атомное ядро. Это ядро наиболее распространенного вида атома — водорода, самого легкого из атомов. Заряд протона точно равен заряду электрона, но противоположен по знаку (+). Масса протона равна 1,672 • 10-27 кг, или 167 • 10-26 г, или 1 а.е.м. Нейтрон — незаряженная ядерная частица, имеющая массу, равную массе протона. В химии принято пользоваться единицей атомной массы, или дальтоном (d), приблизительно равным массе протона или массе нейтрона. Число протонов в ядре (Z) определяет положительный заряд ядра. Этот заряд в относительных единицах равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева. Относительная масса ядра атома (Ar) складывается из массы протонов, которая также равна Z и массы нейтронов, которая в относительных единицах равна числу нейтронов (N): Ar = Z + N. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Изотопы (от греч. isos — такой же, topos — место, имеется в виду место в периодической таблице элементов) — это разновидности атомов с одинаковым зарядом ядра (т.е. одинаковым количеством протонов), но с различной массой. Изотопы — это атомы одного и того же элемента; они отличаются числом нейтронов в ядре. Водород, например, имеет три изотопа: протий (в ядре 1 протон), дейтерий (1 протон + 1 нейтрон), тритий (1 протон + 2 нейтрона). Все известные элементы имеют два или более изотопов. Из элементов наибольшее число изотопов (10) имеет олово. Химические свойства изотопов любого элемента в основном одинаковы. Эти свойства определяются атомным номером ядра, т.е. числом электронов, а не его массой. Слово нуклид используют для обозначения вещества, состоящего из атомов, ядра которых имеют одинаковый атомный номер Z, но разное массовое число А. Нуклиды одного и того же элемента являются изотопами. Важнейшим свойством любых частиц вещества являются масса и энергия, которые взаимосвязаны. В действительности масса атомного ядра несколько меньше суммы масс протонов и нейтронов. Эта разница называется дефектом массы и преобразуется в энергию связи ядра: так обозначают энергию, которую необходимо затратить, чтобы разделить ядро на отдельные частицы. Прочность этой связи настолько велика, что в химических реакциях не происходит изменения атомных ядер, а преобразования затрагивают только электронные оболочки атомов. 2.2. Электронная конфигурация атомовВ 1911 г. выдающийся английский физик Э. Резерфорд предложил планетарную модель строения атома, развитую затем в работах Н. Бора и других ученых. Согласно этой модели электроны вращаются вокруг ядра по стационарным круговым орбитам, подобно вращению планет вокруг Солнца. Однако дальнейшие эксперименты показали, что свойства электронов и других микрочастиц не могут быть описаны на основе представлений классической механики. Микрочастицы подчиняются законам квантовой механики, которая стала основой для создания современной модели атома. Одно из положений квантовой механики заключается в том, что электроны и другие микрочастицы имеют двойственную природу: с одной стороны, они проявляют свойства частиц (имеют массу и заряд); с другой стороны, при движении они обладают свойствами электромагнитной волны. Квантовая механика отрицает наличие определенных орбит у микрочастиц. Для движущихся электронов невозможно определить точное месторасположение. Они находятся в пространстве вблизи атомного ядра. Можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях пространства. Пространство вблизи ядра, в котором вероятность нахождения электрона наивысшая, называется атомной орбиталью (АО). Это пространство представляет собой объемную геометрическую фигуру. Чтобы полностью описать орбиталь, надо указать: • номер энергетического уровня орбитали: n (главное квантовое число); электроны в атомах обладают неодинаковой энергией и в соответствии со своей энергией располагаются на различных расстояниях от ядра, образуя электронные слои или энергетические уровни. Их обозначают числом n, которое может принимать целые значения от 1 до да или иметь буквенные обозначения: уровень 1 (n = 1) или слой К, уровень 2 (n = 2) или слой L, уровень 3 (n = 3) или слой M и т.д. Исторически чисто случайно для обозначения электронных оболочек была принята алфавитная последовательность букв, начинающаяся не с А, а с К. Наименьшее значение n (n = 1) отвечает энергетическому уровню с самой низкой энергией. Орбитали уровня n обладают более высокой энергией, чем орбитали уровня n-1; • тип орбитали, обозначаемый буквами s, p, d, f и т.д., который связан с геометрической формой граничных поверхностей орбиталей. Форма характеризуется орбитальным квантовым числом (l), которое зависит от главного квантового числа и принимает значения: l0(s = АО), l1(p = АО), l2(d = АО), l3(f=АО) и т.д. вплоть до значения lmax = n — 1: s-орбитали имеют сферическую форму, p-орбиталь — форму гантели, d и f — имеют сложную форму (рис. 2.1). В пределах слоя электроны с одинаковыми значениями l образуют подуровни (или подслои), обозначаемые соответствующими буквами; • пространственную ориентацию, различающую между собой орбитали одного типа. Например, p-орбитали подразделяются на px py и pz, ориентированные вдоль соответствующих осей ординат. Расположение орбитали в пространстве определяет магнитное квантовое число (m). Его значение зависит от l: m может принимать целые значения от — l до +l, включая 0. Если l = 0, m = 0, т.е. s-орбитали имеют только одно расположение в пространстве. Для l = 1 существуют три значения магнитного квантового числа: —1, 0 и +1. Им соответствуют три взаимно-перпендикулярные p-орбитали. Оси симметрии p-орбиталей расположены вдоль осей координат x, у и z (px, py и p-орбитали). Таким образом, в пределах энергетического уровня может быть одна s- и три p-орбитали. D-орбиталям (l = 2) соответствует пять значений m (—2, —1, 0, +1, +2), а f-орбиталям — семь значений (—3, —2, —1, 0, +1, +2, +3), поэтому в пределях энергетического уровня может быть пять d- и семь f-орбиталей; • кроме квантовых чисел n, l, m, описывающих движение электронов вблизи ядра атома, существует спиновое квантовое число s, которое характеризует два возможных направления вращения электронов вокруг собственной оси — по часовой стрелке или против нее. В зависимости от этого спиновое квантовое число принимает два значения: +1/2 и —1/2. Орбиталь с двумя электронами, имеющими различные значения s (антипараллельные спины), изображают так: Состояние электронов в многоэлектронных атомах определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, все четыре квантовых числа которых были бы одинаковыми. Отсюда следует, что на одной орбитали может находиться не более двух электронов, при этом спины их должны быть противоположно направлены. Рис. 2.1. Формы разных атомных орбиталей Принцип Паули определяет число электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Число электронов на энергетическом уровне N равно: N = 2n2, где n — главное квантовое число. Отсюда следует, что на первом энергетическом уровне может находиться 2 электрона, на втором — 8 (2 на s- и 6 на p-подуровнях), на третьем — 18 (2 на s-, 8 на p- и 10 на d-подуровнях) и т.д. Строение электронной оболочки изображается электронной формулой, которая показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням. В этих формулах энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, ..., подуровни — буквами s,p, d, ... . Число электронов на подуровне обозначается цифрой, которая записывается справа вверху от буквы, показывающей подуровень. Например, атом водорода имеет один электрон, расположенный на s-подуровне первого энергетического уровня: 1 s1. С положением элемента в Периодической системе связаны такие свойства, как атомный радиус и энергия ионизации. Атомный радиус характеризует межатомное (межъядерное) расстояние (размеры атомов). Он равен половине расстояния между ядрами одинаковых атомов в молекуле или кристалле. В периодах системы Д.И. Менделеева атомные радиусы элементов уменьшаются с ростом порядкового номера (заряда ядра); в подгруппах обычно наблюдается возрастание размера атомов (атомных радиусов) сверху вниз, что связано с увеличением числа электронных слоев (n) в атомных орбитах. Энергия ионизации — энергия, необходимая для отрыва электрона (е-) от невозбужденного атома, она измеряется в электрон-вольтах (эВ). В периодах системы Д.И. Менделеева энергия ионизации увеличивается с ростом порядкового номера, что связано с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса. В подгруппах наблюдается та же (обратная) зависимость между энергией ионизации и атомным радиусом: энергия ионизации уменьшается в соответствии с ростом порядкового номера и размера атомов. С энергией ионизации связаны такие свойства, как способность отдавать электрон при химических взаимодействиях, хорошая тепло- и электропроводимость — то, что характерно для металлов. Чем меньше энергия ионизации, подвижнее электроны, тем сильнее элемент проявляет типичные металлические свойства. Согласно этому металлические свойства ослабевают в периодах слева направо, а в подгруппах — снизу вверх. Способность атомов присоединять электрон (электроотрицательность) также подчиняется периодическому закону: в пределах периодов электроотрицательность увеличивается, в подгруппах — уменьшается с ростом порядкового номера элемента. 2.3. Общие представления о радиоактивностиОткрытие радиоактивности принадлежит А. Беккерелю, который в 1896 г. обнаружил испускание ураном ранее неизвестного излучения. Радиоактивность — самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного химического элемента в изотоп другого, сопровождающееся испусканием элементарных частиц и электромагнитных волн. Существует несколько видов радиоактивного распада: α - распад — распад ядер атомов с образованием α - частиц (ядро атома гелия — 42He); β - распад сопровождается испусканием электронов: Внимание! Авторские права на книгу "Основы общей и биоорганической химии. Учебное пособие" (Артёмова Э.К., Дмитриев Е.В.) охраняются законодательством! |
||||||||||||||||||||||
