Методическое пособие 494

В. В. КОРНЕЕВА, А. Н. КОРНЕЕВА, В. А. НЕБОЛЬСИН

Строение вещества

Учебное пособие

Воронеж 2019

МИНИСТЕРСТВО НАУКИ И ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Воронежский государственный технический университет»

В. В. Корнеева, А. Н. Корнеева, В. А. Небольсин

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

Учебное пособие

Воронеж 2019

1

УДК 541.135.2(075.8)

ББК 224.1я7

К935

Рецензенты:

кафедра химии Воронежского государственного лесотехнического университета имени Г. Ф. Морозова (зав. кафедрой, д-р хим. наук, проф., Л. И. Бельчинская);

О. В. Стогней д-р физ.-мат. наук, проф. кафедры физики твердого тела ВГТУ

Корнеева, В. В.

Строение вещества: учебное пособие / В. В. Корнеева, А. Н. КорК935 неева, В. А. Небольсин; ФГБОУ ВО «Воронежский государственный

технический университет». – Воронеж: Изд-во ВГТУ, 2019. – 86 с.

ISBN 978-5-7731-0745-3

Учебное пособие имеет теоретическое введение к разделам: строение атома, периодическая система элементов, химическая связь, окислительновосстановительные процессы, после которых даны вопросы для текущего контроля знаний.

Предназначено для студентов направлений 11.03.01, 11.03.04, 12.03.04,

13.03.02, 14.03.01, 16.03.01, 21.03.01, 22.03.01, 22.03.02, 27.03.01, 27.03.02,

28.03.01, специальности 11.05.01 очной и заочной форм обучения.

Ил. 23. Табл. 3. Библиогр.: 6 назв.

УДК 541.135.2(075.8) ББК 224.1я7

Печатается по решению учебно-методического совета Воронежского государственного технического университета

2

Предисловие

Фундаментом химии и всей системы химических знаний являются строение атома и периодический закон, химическая связь и теория химического строения, поэтому предлагаемое пособие включает эти разделы, а также представления о комплексных соединениях и окислительно-восстановительных реакциях. Учитывая, что в учебных планах значительная часть учебных часов отводится на самостоятельную работу, данную разработку можно использовать для проверки глубины понимания этих разделов студентами с помощью открытых и закрытых тестов, т. е. проводить текущий контроль знаний студентов.

Строение атома

Первые представления об атоме были введены еще в 5-4 веке до н. э. греческими философами Левкиппом и Демокритом. Древние философы считали атом мельчайшим кирпичиком, из которых построена материя. Вновь к понятию атома, как мельчайшей частице вещества, вернулись в 18 веке, когда в химии начали развиваться количественные исследования вещества. На этом этапе понятие атома было введено английским химиком Дальтоном. Развитие химии привело к тому, что возникли представления о других, более мелких, чем атом, частиц материи. Доказательством этого явились процессы, протекающие при электролизе (законы Фарадея); открытие катодных лучей (поток электронов) и, наконец, открытие естественной радиоактивности Беккерелем в 1896 году. Эти научные открытия подтвердили сложное строение атомов. На основании опытов по облучению металлической фольги потоком электронов двое ученых с одинаковой фамилией У. Томсон и Дж. Томсон (1904 г.) предложили первую модель атома, согласно которой положительный заряд распределён равномерно по всему объёму атома, а нейтрализуется он электронами, «плавающими в этом море положительного электричества», т.е. атом – это сгусток положительного электричества, в котором более или менее равномерно распределены электроны (пудинг с изюмом). Последующие исследования опровергли эту точку зрения.

Основную роль в создании модели строения атома сыграли опыты Эрнеста Резерфорда. Э. Резерфорд провел эксперимент по облучению тонкой фольги металла Au потоком α-частиц (положительные частицы ядра He). При этом большинство частиц проходило через фольгу, не изменяя направления, хотя толщина металлической фольги соответствовала сотням тысяч атомных диаметров. Но некоторая доля α-частиц отклонялась на небольшие углы, а изредка α-частицы резко изменяли направление своего движения и даже отбрасывались назад, как бы натолкнувшись на массивное препятствие. Это означает, что в атоме есть тяжелое ядро, в котором сосредоточена преобладающая часть всей

3

массы атома. Это ядро занимает очень маленький объем – именно поэтому α- частицы так редко с ним сталкиваются – и должны обладать положительным зарядом, который и вызывает отталкивание одноименно заряженных α-частиц. Обработав количественно результаты эксперимента, Э. Резерфорд в 1911 году выдвинул планетарную модель атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, площадь которого очень мала (10-8 площади сечения атома), но в котором сосредоточена преобладающая часть массы атом, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется отрицательным суммарным зарядом электронов, так что атом в целом электронейтрален. Но, в соответствии с законами классической электродинамики, электрон при вращении вокруг ядра должен создавать электромагнитное поле, в результате чего его энергия должна постоянно уменьшаться и в конечном итоге электрон должен упасть на ядро, и атом перестанет существовать. Экспериментальным подтверждением теории строения атомов служат данные о спектрах электромагнитного излучения или поглощения энергии атомами химических элементов. Если в соответствии с гипотезой Резерфорда электрон постоянно излучает энергию, то спектр излучения должен быть сплошным. Однако установлено, что все спектры поглощения и излучения энергии линейчатые. Это явилось доказательством того, что электрон может находиться не в любом, а лишь в строго определенных энергетических состояниях. В 1900 году Макс Планк выдвинул теорию о том, что лучистая энергия поглощается и испускается телами не непрерывно, а дискретно, то есть отдельными порциями – квантами (E = hυ, Е – энергия каждой порции, υ – частота излучения, h – постоянная Планка, универсальная константа, равна 6,626×10-34Дж×с).

Руководствуясь достижениями физики в области квантовой механики, датский ученый Нильс Бор (1913 год) выдвинул свою гипотезу о строении атома. В основе модели строения атома по Бору по-прежнему лежала планетарная модель Резерфорда, но Бор, основываясь на положении квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения и на линейчатом характере атомных спектров, сделал вывод, что энергия электронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, то есть дискретно. Поэтому в атоме возможны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определенные, «разрешенные» состояния. Иначе говоря, энергетические состояния электронов в атоме квантованы. Переход из одного разрешенного состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения. Основные положения теории Бора выражены в двух постулатах:

1. Электрон вращается вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам, которые называются стационарными. Двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает электромагнитной энер-

4

гии. Если электрон располагается на ближайшей к ядру орбите, атом обладает минимальной энергией, и такое состояние называется основным или невозбуждённым. При переходе электрона на следующую или более дальние орбиты его энергия увеличивается, а состояния атома называются возбуждёнными.

2.При переходе электрона с одной стационарной на другую выделяется или поглощается квант электромагнитного излучения (hυ). Этот постулат теории Бора объяснял линейчатый характер спектров поглощения и излучения. Бор рассчитал относительные радиусы стационарных орбит для атомов водорода. Радиус первой стационарной ближайшей к ядру орбиты по Бору равен 0,053нм. Последующие исследования и расчеты подтвердили эту цифру. Радиусы стационарных орбит относятся как квадраты натурального ряда чисел 1, 2, 3… Эти величины Бор назвал квантовыми числами. И все-таки теория Бора страдала внутренней противоречивостью, которую ощущал и сам Бор:

1.Введенные понятия о стационарных орбитах электронов, на которых не происходит излучение энергии, не соответствовали законам классической механики и электродинамики.

2.Эта теория не отвечала на вопрос, где находится электрон в процессе перехода с одной орбиты на другую.

3.Эта теория не могла объяснить спектры излучения и поглощения многоэлектронных атомов.

4.Оставалась неясной причина различной интенсивности линий в атомном спектре водорода.

В 20-ые годы ХХ столетия было доказано, что нельзя автоматически распространять законы природы, справедливые для больших тел – объектов макромира – на ничтожно малые объекты микромира: электроны, протоны, α- частицы. Квантовая механика базируется на двух гипотезах, предложенных в 1924-1926 гг. французским физиком Л. де Бройлем и немецким физиком В. Гейзенбергом. Л. Де Бройль предположил, что все микрочастицы обладают волновыми свойствами и каждой движущейся частице соответствует электромагнитная волна. Длина волны связана с его импульсом соотношением

h . mev

Итак, микрочастицы нельзя рассматривать только как частицы. Были доказаны волновые свойства электрона, что подтверждалось явлениями интерференции, дифракции потока электронов. Было доказано, что микрочастицы, в том числе и электрон, имеют двойственную корпускулярно-волновую природу. Вторая гипотеза – это принцип неопределённости В. Гейзенберга, согласно которому невозможно одновременно определить точно импульс и положение частицы, а также энергию системы в тот или иной момент времени. На основании гипотезы де Бройля, а также принципа неопределённости, австрийский ученый

5

Шредингер (1926 год) интуитивно используя волновое уравнение классической механики стоячей волны в качестве модели для описания поведения электрона в атоме и, учитывая, что атомная система в отличии от стоячей волны трехмерна, вывел уравнения, описывающие движение электрона в атоме, которое имеет вид:

где x, y, z – пространственные координаты; h – постоянная Планка;

ψ – волновая функция, описывающая состояние электрона в атоме; me – масса электрона;

v – скорость электрона; λ – длина волны;

Е – полная энергия равна сумме потенциальной энергии U и кинетиче-

Ψ- волновая функция. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Физический смысл имеет Ψ2dV, равная вероятности нахождения электрона в элементарном объеме dV=dxdydz. Ψ – подобно амплитуде любого волнового процесса может принимать как положительные, так и отрицательные значения, но Ψ2 всегда положительно. Чем больше Ψ2, тем больше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие, точным будет утверждение Ψ2dV – область околоядерного пространства, в которой наиболее вероятно нахождения электрона в атоме с определенной энергией, т. е. квантовая механика дает лишь вероятность нахождения электрона в том или ином месте атомной системы. В качестве модели состояния электрона в атоме принято представление об электронном облаке, плотность которого пропорциональна вероятности нахождения там электрона. Поэтому по современным представлениям мы отказываемся от понятия орбита и вводим новое понятие орбиталь, как объем околоядерного пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, обладающего определенным запасом энергии. Орбиталь – это математическая функция, описывающая состояние электрона в атоме. Из решения уравнения Шредингера появляются три квантовых числа.

6

Квантовые числа

Главное квантовое число

Главное квантовое число n может принимать значения натурального ряда чисел от 1 до ∞. Физический смысл главного квантового числа: n – характеризует энергию электрона, вытянутость электронного облака относительно ядра, его размеры. Наименьшей энергией обладают электроны 1-го энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. Для того чтобы увеличить размеры электронного облака, нужно часть его удалить на большее расстояние от ядра. Этому препятствуют силы электростатического притяжения электрона к ядру, преодоление которых требует затраты энергии. Электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Поэтому большим размерам электронного облака соответствует более высокая энергия электрона в атоме и, следовательно, большее значение главного квантового числа n. Очевидно, менее прочно связаны с ядром электроны внешнего энергетического уровня. Электроны же, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облака, атомные орбитали, приблизительно одинаковых размеров. Для атома водорода удаленность электронного облака от ядра равна Боровскому радиусу и составляет 0,053 нм. Итак, n – в модельной картинке строения атома обозначает порядок (номер) энергетического уровня, электронного слоя от ядра в сложных атомах. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, и обозначают буквами K, L,

M, N, O, P, Q.

Орбитальное квантовое число

Не только энергия электрона в атоме (и связанный с ней размер электронного облака) может принимать лишь определенные значения. Произвольной не может быть и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом l (его называют побочным или азимутальным), которое может принимать целочисленные значения от 0 до (n-1). Электроны с одинаковым n образуют один электронный уровень (электронный слой, электронную оболочку). В пределах одного электронного слоя с одинаковым общим запасам энергии электроны могут немного различаться по энергии. Поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями l, принято называть электронными орбиталями электрона в атоме. Этим орбиталям присвоены следующие буквенные обозначения:

7

В соответствии с этими обозначениями говорят об s-орбиталях, p-ор- биталях и т. д. Электроны, характеризующиеся значением орбитального числа 0,1,2,3, называют, соответственно, s-электронами, p-электронами, d- электронами, f-электронами. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают s-электроны, затем p-, d-, f- электроны.

Итак, орбитальное квантовое число l, характеризующее некоторые различия в запасе энергии электронов в пределах одного электронного уровня, определяет форму электронного облака. Если l=0, то форма электронного облака сферическая (s); если l=1, то форма электронного облака напоминает грушу или гантель (p). Еще более сложную форму имеют электронные облака d- электронов (l=2). Для реально существующих атомов n изменяется от 1 до 7 и l изменяется от 0 до 3.

Магнитное квантовое число

Из уравнения Шредингера следует, что и ориентация электронного облака в пространстве не может быть произвольной: она определяется значением третьего, так называемого магнитного квантового числа me которое характеризует пространственную ориентацию электронных облаков в околоядерном пространстве. Изменяется это число от – l, 0, +l.

Число значений ml при данном l равно количеству возможных ориентаций электронных облаков данного типа в околоядерном пространстве в пределах данного энергетического подуровня. Сопоставляя данные таблиц 1 и 2, можно показать, что число орбиталей данного энергетического уровня равно n2. Действительно, для К уровня (n=1) l=0, ml=0, т. е. на 1-ом энергетическом

8

уровне одна s-орбиталь. Для L уровня (n=2) l принимает значения 0,1, т.е. имеем одну s- и три p-орбитали и пять d-орбиталей, всего девять орбиталей и т. д.

Три квантовых числа n, e, me полностью описывают состояние электронной орбитали. Однако, для характеристики электрона 3-х квантовых чисел оказалось, недостаточным. Расшифровка тонких спектров изучения атома показала, что одному и тому же набору значений n, l, ml соответствуют два электрона, обладающие совершенно одинаковыми запасами энергии, но различающиеся собственным моментом количества движения. Упрощённо это трактуется так, что электрон при своём движении вокруг ядра одновременно вращается вокруг собственной оси. Для характеристики этого вращения электрона вокруг собственной оси введено четвертое квантовое число, которое называется спиновое и обозначается ms и ему придается два значения +½ и - ½. Следовательно, в s- состоянии (две орбитали) может быть только два электрона, в p– состоянии (три орбитали) – шесть электронов, в d-состоянии (пять орбиталей) – десять электронов, в f-состоянии (семь орбиталей) – четырнадцать электронов. Таким образом, состояние электрона в атоме полностью может быть описано набором 4-х квантовых чисел (n, l, me, ms).

Современные представления о строении атома

Атом представляет собой сложную, но устойчивую систему, образованную элементарными частицами противоположного знака. Атом в целом электронейтрален. Ядро в свою очередь состоит из элементарных частиц: протонов и нейтронов. Масса одного протона принята равной одной углеродной единице. Относительный заряд протона +1. Количество протонов в ядре атома равно порядковому номеру элемента в периодической системе (это было экспериментально установлено учеником Резерфорда Мозли в 1914 году и английским физиком Чедвиком в 1920 году). Заряд ядра (Z) определяется числом протонов в ядре. Количество нейтронов (N) может быть разным для атома данного элемента. Относительная масса нейтрона 1 углеродная единица (1×10-27г), заряд равен нулю. Массовое число (М) определяется суммой числа протонов и нейтронов: М = Z + N. Количество нейтронов в ядре атома каждого элемента рассчитывается по разности между атомной массой элемента, приведенной в таблице, и количеством протонов в ядре. Атомы с одинаковым положительным зарядом ядра, но с разным количеством нейтронов в ядре, образуют изотопы. Атомы с одинаковой массой. Вся масса атома сосредоточена в его ядре. Плотность материи ядра в 1015 раз больше плотности простого вещества образуемого этим элементом. В ходе химических процессов ядро атома не претерпевает никаких изменений. Все химические взаимодействия обусловлены перераспределением электронов между атомами. Электрон – мельчайшая частица с массой, в 1837

9