Текст книги "Естествознание"

Как следует из атомно-молекулярного учения, все вещества состоят из молекул; молекулы различных веществ отличаются друг от друга химическим составом, размерами и свойствами.

Молекулы состоят из атомов. Атомы имеют определенные размеры и массу. Атом является электрически нейтральной частицей. Атом – предел химической делимости материи.

В центре каждого атома находится положительно заряженное ядро, которое занимает ничтожную часть пространства внутри атома. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов. Общее количество протонов и нейтронов в ядре атома называется массовым числом – А.

Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно числу протонов в ядре.

Протоном называют элементарную положительно заряженную частицу с абсолютной массой 1,67 × 10²⁷ кг и зарядом 1,6 × 10¹⁹ Кл (Кл = кулон – единица электрического заряда). Обозначают протон символом р, его заряд в условных единицах принято считать равным (+1).

Нейтроном называют элементарную электрически нейтральную частицу, масса которой в 1,00866 раз больше массы протона. Обозначают нейтрон символом n.

Электроном называют элементарную отрицательно заряженную частицу с абсолютной массой 9,1 × 10~³¹ кг и зарядом (-1,6 × 10~¹⁹) Кл. Обозначают электрон символом е, условный заряд электрона принято считать равным (-1).

Различные виды атомов имеют общее название нуклиды. Любые нуклиды характеризуются тремя параметрами: массовым числом А, зарядом ядра Z, равным числу протонов в условных единицах, числом нейтронов в ядре N. Эти параметры связаны соотношением:

А = Z + N.

Изотопами называют атомы, содержащие в ядрах одинаковое количество протонов, но различное число нейтронов, т. е. имеющими одинаковый заряд, но разную массу.

Радиус ядра R увеличивается с ростом числа нуклонов, т. е. с ростом массового числа A. Его приближенное значение рассчитывается по формуле

R = R₀A^1/3,

где R₀ = 1,2 × 10^-15 м.

Это соотношение, как показывают опыты, выполняется достаточно точно для всех ядер, за исключением самых легких. Можно дополнительно отметить, что поскольку объем ядра пропорционален R³, он будет пропорционален массовому числу A в первой степени. Таким образом, все ядра независимо от их размера должны иметь одинаковую плотность.

Еще одно дополнение: так как средний размер атомов имеет порядок 10¹⁰ м, то размер ядра составляет от размера атома только 10"⁴–10"⁵ часть (от одной десятитысячной до одной стотысячной доли).

Подобно электронам в атоме, которые остаются на орбитах вследствие электрического притяжения к положительно заряженному ядру, нуклоны удерживаются в ядре силами притяжения. Эти силы называются ядерными, они очень велики, так как преодолевают кулоновское отталкивание одноименно заряженных протонов.

Основной характеристикой, показывающей, насколько велики ядерные силы, является энергия связи ядра: это величина, равная работе, которую необходимо совершить для расщепления ядра на не взаимодействующие между собой нуклоны (при этом их кинетическая энергия должна быть равна нулю).

Из опытов известно, что у легких ядер энергия связи, приходящаяся на один нуклон (удельная энергия связи), возрастает с увеличением массового числа. Однако в области с A > 80 удельная энергия связи постепенно уменьшается с ростом A. Это является следствием малого радиуса действия ядерных сил. Этот радиус близок к размеру самого ядра. За пределами этого радиуса превалируют силы электрического отталкивания. Это значит, что если два протона удаляются друг от друга на расстояние большее 2,5 × 10¹⁵м, силы отталкивания превалируют над силами притяжения.

Синтез ядер. Если соединить два легких ядра за счет энергии связи ядерных частиц с образованием более тяжелого ядра, то масса образовавшегося ядра т₂ оказывается меньше суммарной массы двух легких ядер 2 т₁. При таком процессе выделится энергия, соответствующая разности масс начального и конечного состояний:

Δm = 2 т₁ – т₂.

Эта энергия (АЕ) может быть рассчитана с помощью соотношения энергии и массы, следующего из специальной теории относительности А. Эйнштейна:

ΔЕ= Атс².

Величина Am может превысить значение 0,5 % от исходной массы. Такой процесс с выделением очень большого количества энергии называется синтезом ядер.

Деление ядер. Если тяжелое неустойчивое ядро расщепляется на два более легких ядра, то масса двух осколков также будет меньше массы родительского ядра. Разность масс начального и конечного состояний для процессов данного типа составляет около 0,1 % исходной массы. Таким образом, у тяжелых ядер существует тенденция к делению (распаду), связанному с выделением энергии. Этот процесс носит название деление ядер.

Энергия атомной бомбы и ядерного реактора есть не что иное, как энергия, высвобождающаяся при делении ядер. Энергия водородной бомбы, энергия, выделяемая при излучении Солнца и других звезд, – это энергия, высвобождающаяся при синтезе ядер. Процессы такого типа часто называют процессами термоядерного синтеза.

Химический элемент – это определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Каждый химический элемент имеет свой символ, порядковый номер, а также характеризуется относительной атомной массой.

Порядковый номер (Z) химического элемента в периодической системе элементов – это фундаментальная константа элемента. Порядковый номер равен числу протонов в ядре и числу электронов в оболочке атома.

Абсолютной атомной массой т_а называют истинную массу атома элемента. Так как абсолютные атомные массы имеют очень малые значения, то для проведения физических и химических расчетов используют понятие атомной единицы массы. Атомной единицей массы (а. е. м., т_и), или углеродной единицей, называют ¹/₁₂ часть массы атома изотопа углерода с массовым числом 12. Численное значение 1 а. е. м. = 1,667 × 10²⁷ кг.

Относительной атомной массой А_г химического элемента называется величина, равная отношению абсолютной атомной массы т_а к атомной единице массы т_и:

А_r = т_a/т_u.

Обычно параметры ядра атома записываются следующим образом: слева внизу у символа элемента ставят заряд ядра (атомный, или порядковый, номер элемента), а вверху – массовое число, например, ₁^{3 1}₅P. Эта запись показывает, что заряд ядра (а значит, и число протонов в ядре) для атома фосфора (символ P) равен 15, массовое число равно 31, а число нейтронов равно 31-15 = 16. Так как массы протона и нейтрона очень мало отличаются друг от друга, то массовое число приблизительно равно относительной атомной массе ядра.

Химическими реакциями называют взаимодействия, приводящие к изменению химической природы участвующих в них частиц. В химических реакциях могут участвовать атомы, молекулы, ионы и радикалы.

Молекула – наименьшая электронейтральная частица вещества, способная к самостоятельному существованию и обладающая его химическими свойствами. Молекула представляет собой систему взаимодействующих между собой атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей.

Ионы – это электрически заряженные частицы, возникающие при потере или присоединении электронов атомами, молекулами или радикалами.

Радикалами называют:

• атом, молекулу или ион, имеющие неспаренный электрон;

• часть молекулы или иона, выступающую как единое целое в ходе химических превращений.

Вещество – любая совокупность атомов и молекул. Вещество, образованное одинаковыми атомами, называется простым (H₂, N₂, O₂, Fe, Cu). Вещество, образованное различными атомами, называется сложным (H₂O, FeO, NH₄).

Для выражения состава вещества используют различные химические формулы. При их написании используют общепринятые символы химических элементов.

Химическая формула включает символы всех химических элементов, входящих в состав соединений. Около каждого символа ставят числовой индекс, показывающий, сколько атомов данного вида входят в состав соединения (Fe₂O₃ – молекула оксида железа содержит 2 атома железа и 3 атома кислорода). Значит, химическая формула показывает качественный и количественный состав молекулы.

Ионы обозначают символами химических элементов; индекс, стоящий вверху справа, показывает знак и величину заряда иона. Ион, имеющий положительный заряд, называют катионом (K⁺, Ca²⁺), ион, имеющий отрицательный заряд, – анионом (F", PO³₄").

Химические уравнения. Для описания химических реакций используют химические уравнения. В левой части химических уравнений записывают исходные вещества, вступающие в реакцию. В правой части записывают продукты реакции. Обе части химического уравнения соединяют стрелкой, если химическая реакция необратима:

HCl + KOH → KCl + H₂O

Если химическая реакция является обратимой, то это показывают с помощью прямой и обратной стрелок:

C + H₂O ↔ CO + H₂

Если количество атомов химических элементов в левой и правой частях уравнено с помощью стехиометрических коэффициентов, части уравнения можно соединять знаком равенства:

2H₂ + O₂ = 2H₂O

Стехиометрические коэффициенты – действительные натуральные (положительные) числа, стоящие перед формулой химического вещества в уравнении реакции. Эти коэффициенты показывают минимальное количество структурных единиц вещества (атомов, молекул, ионов, радикалов), участвующих в данной реакции.

Область пространства вокруг ядра атома, в которой наиболее вероятно пребывание электрона, называют орбиталью. Форму и размеры этого пространства принято считать формой и размером орбитали. Такое толкование орбитали является упрощенным. Орбиталь понятие математическое, смысл которого вытекает из квантово-механического волнового уравнения Шредингера, изучаемого в курсе высшей школы.

Каждый электрон в атоме можно однозначно описать с помощью набора из четырех квантовых чисел: главного п, орбитального /, магнитного т и спинового s.

Главное квантовое число определяет энергию электрона и степень его удаления от ядра; оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1; n = 1, 2, 3….. Исторически энергетическим уровням атомов были присвоены обозначения К, L, М, N, О, P. Эти обозначения используются до сих пор с указанием значения главного квантового числа. Так, Х-оболочкой называют энергетический уровень, для которого n = 1, Z-оболочкой – энергетический уровень с n = 2 и т. д.

Орбитальное (побочное) квантовое число / определяет форму орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0 до n – 1 (l=0, 1, 2…., n – 1). Каждому значению / соответствует орбиталь особой формы. Если /= 0, орбиталь независимо от значения главного квантового числа имеет сферическую форму и обозначается s-орбиталь. Если l = 1, орбиталь имеет форму гантели – p-орбиталь. Если l = 2, 3, то орбитали обозначаются d-и f-орбитали соответственно, эти орбитали имеют еще более сложную форму.

Магнитное квантовое число т определяет пространственное расположение атомной орбитали относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число связано с орбитальным квантовым числом, оно может меняться в пределах от +l до -l, включая 0. Значит, каждому значению l соответствует 2l + 1 значений магнитного квантового числа.

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения: +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум противоположным направлениям собственного магнитного момента электрона.

Распределение электронов по орбиталям. Электронные оболочки атомов стремятся к минимальному значению энергии. Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям. Распределение электронов подчиняется закономерностям, которые описываются основными положениями квантовой механики:

Принцип Паули (принцип запрета) – в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковые значения всех четырех квантовых чисел.

Правило Хунда – электроны одного энергетического уровня распределены на орбиталях с одинаковыми значениями l таким образом, чтобы суммарный спин был наибольшим.

Правило Клечковского – порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, в пределах постоянного значения n + l; в первую очередь заполняются состояния с минимальными значениями n.

Принцип Паули показывает, какое число электронов должно заполнять уровни и подуровни атома: на s-орбитали может находиться максимально два электрона, на трех p-орбиталях – шесть электронов, на пяти d-орбиталях – 10 электронов, на семиf-орбиталях – 14 электронов.

Графическая электронная формула. Орбитали принято изображать в виде квадратов, слева от которых пишут значения главного и побочного квантовых чисел, описывающих данную орбиталь (рис. 19).

Рис. 19. Графическая электронная формула атома азота

Такая запись называется графической электронной формулой, в ней стрелками обозначаются электроны, направление стрелки символически указывает направление спина. Электроны, расположенные на одной орбитали и имеющие противоположные (антипараллельные) спины, называются спаренными.

Периодический закон изменения свойств химических элементов является основным законом химии. В настоящее время имеется следующая формулировка периодического закона:

свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента (от порядкового номера). Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов (им. Д. И. Менделеева) (рис. 20). Она представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов при изменении зарядов ядер их атомов.

Принцип построения периодической системы состоит в расположении химических элементов в порядке возрастания зарядов ядер, что приводит к формированию периодов и групп. При этом и в вертикальных, и в горизонтальных рядах проявляются отдельные закономерности.

Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров. В периодической системе имеется семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвертом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом – 32, а в седьмом (незавершенном) – 24 элемента. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ними по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только

Рис. 20. Периодическая система элементов

из элементов больших периодов. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения; существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе эти соединения часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где символ R обозначает элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).

Элементы главных подгрупп, начиная с ²V группы, образуют газообразные водородные соединения. Существует четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH₄, RH₃, RH₂, RH.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Электронные формулы атомов элементов. В пределах малых периодов происходит заполнение внешнего электронного уровня электронами от одного до восьми. При этом структура внешних энергетических уровней периодически повторяется, что объясняет периодичность повторяемости свойств элементов в периодах. Внутренние уровни заполнены полностью и соответствуют электронным конфигурациям благородных газов предшествующих периодов. Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде электронных формул, в которых указывают символы подуровня, коэффициент перед символом подуровня показывает его принадлежность к данному уровню, а степень у символа – число электронов данного подуровня. Например, фтор (F): 1s²2s²2p⁵.

В основном (невозбужденном) состоянии атом обладает минимальной энергией. Состояния, характеризующиеся более высокой энергией, чем энергия основного состояния, называют возбужденными состояниями атома. Переход атома из нормального в возбужденное состояние сопровождается поглощением энергии. При наличии свободных орбиталей в пределах энергетического уровня при образовании возбужденного состояния происходит переход электрона с одного подуровня на другой. Но возбужденное состояние атома неустойчиво, поэтому неизбежно происходит обратный процесс – «падение» электрона на более близкие к ядру уровни (рис. 21). Каждое такое падение должно сопровождаться выделением определенной порции световой энергии, соответствующей разнице энергий между уровнями. Эти конечные порции энергии называются квантами.

Рис. 21. Свет испускается возбужденным атомом при переходе электрона с верхних стационарных орбиталей (уровней) на нижние. Схема возбужденных уровней приведена для атома водорода

Атомы образуют между собой связи, так как суммарная энергия соединившихся атомов меньше, чем энергия тех же атомов в свободном состоянии. Однако атомы не могут связываться друг с другом произвольно. Каждый атом способен связываться с конкретным количеством других атомов, причем связанные атомы располагаются в пространстве строго определенным образом. Причина этого в свойствах электронных оболочек атомов, а точнее – в свойствах внешних электронных оболочек, которыми атомы взаимодействуют друг с другом.

Внешние оболочки всех элементов, кроме благородных газов, являются незавершенными, и в процессе химического взаимодействия они завершаются. Химическая связь образуется за счет электронов внешних электронных оболочек, но осуществляется она по-разному. Различают три основных типа химической связи: ковалентную связь и ее разновидность ковалентную полярную связь, ионную связь и металлическую связь.

Ковалентная связь – химическая связь, которая является следствием образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам.

При образовании ковалентной связи атомы объединяют свои электроны как бы в общую «копилку» – молекулярную орбиталь, которая формируется из атомных оболочек обоих атомов. Эта новая оболочка содержит по возможности завершенное число электронов и заменяет атомам их собственные незавершенные атомные оболочки.

Связь, осуществляемая парой общих электронов, в равной мере принадлежащей обоим соединяющимся атомам, называется ковалентной неполярной связью. Примеры соединений с такой связью: H₂ – молекула водорода, N₂ – молекула азота, O₂ – молекула кислорода, Cl₂ – молекула хлора и т. д.

Ковалентная полярная связь может возникнуть только между двумя атомами разных видов, между атомами, имеющими разную электроотрицательность. Под электроотрицательностью элемента понимают относительную способность его атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность – мера способности атома к приобретению отрицательного заряда при образовании химической связи.

Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) называют донорно-акцепторным. В то же время у разных атомов разные донорные и акцепторные свойства, поэтому связывающая электронная пара не располагается точно посередине между ядрами атомов, как это происходит в ковалентной неполярной связи.

Примеры соединений с ковалентной полярной связью: H₂O – молекула воды, HCl – молекула соляной кислоты, H₂S – молекула сероводорода.

Введем еще один важный термин, нужный нам для дальнейшей работы: валентность. Валентность элемента – это его способность образовывать определенное число химических связей. Валентность определяется как число электронных пар, которыми данный атом связан с другими атомами.

Поскольку в химической связи участвуют только электроны внешних оболочек, такие электроны называют валентными. Единичная (простая) ковалентная связь возникает, когда атомы делят между собой одну пару валентных электронов.

Ионная связь – предельный случай полярной связи, при котором электронная пара полностью переходит от одного атома к другому и атомы, соединенные такой связью, можно считать ионами. Типичный пример соединения с ионной связью: NaCl – молекула поваренной соли.

В твердом состоянии ионные соединения состоят из упорядоченно расположенных положительно и отрицательно заряженных ионов, молекулы при этом отсутствуют. Формулы, которые приписывают ионным веществам (LiF, CsCl), отражают лишь состав соединения, но ничего не говорят о расположении ионов в веществе.

Металлическая связь – особый тип связи между положительными ионами в кристаллах металлов, появляющийся за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

В атомах металлов число валентных электронов намного меньше, чем свободных орбиталей, в результате оказывается возможным перемещение электронов по орбиталям разных атомов одного и того же металла. В результате внутри кристалла металла происходит непрерывное движение электронов от атома к атому, электроны становятся одновременно общими для всех атомов.