Общая химия

Необходимо помнить, что в физике элементарных частиц за единицу заряда принят элементарный неделимый заряд, равный модулю заряда электрона q_e= 1,6•10^—19Кл.

Атомное ядро характеризуется следующими основными параметрами:

Z – число протонов в ядре. Очевидно, что Z – это заряд ядра, выраженный в единицах заряда электрона. Величина заряда ядра однозначно определяет индивидуальность химического элемента. Z также является порядковым номером химического элемента в периодической системе и числом электронов в электронейтральном атоме этого элемента.

N – число нейтронов в атомном ядре.

А = Z + N – массовое число ядра. Используя эти величины атомное ядро (или нейральный атом) можно записать так:

Так как порядковый номер химического элемента однозначно характеризует его индивидуальность и положение в периодической системе, величину Z часто опускают, записывая символ химического элемента, например:

Элемент натрий в периодической системе один, поэтому символ Na однозначно подразумевает, что Z = 11. Разновидности атомов одного элемента (Z одинаково), отличающиеся массовым числом, называются изотопами. Массу ядра атома можно рассчитать как сумму масс составляющих его частиц – протонов и нейтронов, эту массу можно определить и непосредственным измерением. Полученные значения масс не равны, измеренная масса меньше суммы масс частиц, этa разность

называется дефектом массы и характеризует энергию связи нуклонов в ядре в соответствии с формулой Эйнштейна Е = mc² .Эта энергия предствляет собой энергию ядерных сил, которые удерживают нуклоны в ядре. Эти силы приблизительно в 50 раз превышают силы электростатического отталкивания между одноименно заряженными протонами, которые находятся в ядре. В химических расчетах массу атома изотоп можно с достаточно большой степенью точности считать равной массовому числу соответствующего изотопа. Химический элемент, встречающийся в природе представляет собой, как правило, смесь различных изотопов. Эта смесь называется элементом есественного изотопного состава. Изотопный состав элемента количественно характеризуется массовыми числами изотопов и их мольными долями в природной смеси, например природный хлор содержит два изотопа ³⁵Cl: = 0,75 и ³⁷Cl: = 0,25. При этом средняя относительная атомная масса элемента естественного изотопного состава может быть рассчитана по формуле:

в предположеннии, что масса атома совпадает с массовым числом его ядра. Погрешность, которая при этом возникает в химии незначима.

Ядерные реакции

В химических реакциях ядра атомов не претерпевают никаких изменений – слишком мала энергия, выделяющаяся в химических процессах. Однако если с ядрами атомов взаимодействуют частицы, обладающие достаточной энергией, то возможны превращения, называемые ядерными реакциями.

Ядерная реакция – это взаимодействие ядра с другими ядрами или элементарными частицами, в результате которого образуются новые ядра и новые элементарные частицы, например:

Для ядерных реакций выполняются законы сохранения: закон сохранения массового числа – сумма массовых чисел частиц в ядерной реакции сохраняеся – и закон сохранения заряда – алгебраическая сумма зарядов частиц в ядерной реакции сохраняется. Нетрудно убедиться, что в приведенном примере оба закона выполняются.

Существуют ядра, способные к самопроизвольному распаду с испусканием элементарных частиц и образованием новых ядер. Такой распад называется радиоактивным распадом, а изотопы, способные к такому распаду – радиоактивными изотопами. Нерадиоактивные изотопы называются стабильными. Радиоактивный распад подчиняется тем же законам, что и ядерные реакции, например распад радиоактивного изотопа водорода – трития:

Распад любого радиоактивного изотопа характеризуется определенной скоростью, не зависящей от внешних факторов, которая обычно выражается через период полураспада (Т_1/2– время, за которое число атомов изотопа уменьшается вдвое). Для приведенной реакции период полураспада трития составляет 12,5 лет.

Состояние электрона в атоме

Масса электрона составляет 0,534•10^—4 а.е.м. (9,1•10^—31 кг), заряд –1 (в единицах элементарного заряда). Электрон является элементарной частицей, поведение которой подчиняется законам квантовой механики. В основе квантовой механики лежат постулат о корпускулярно-волновом дуализме – проявлении микрообъектом как корпускулярных свойств (способности проявлять свое действие как целой частицы), так и свойств волны, длина которой задается формулой да Бройля:

где h – постоянная Планка, m – масса частицы, v – её скорость. Второй фундаментальный постулат квантовой механики – соотношение неопределенностей Гейзенберга, согласно которому невозможно одновременно точно измерить координату и импульс микрочастицы, точность определения определяетсясоотношением

где x – ошибка определения координаты, р – ошибка определения импульса, h – постоянная Планка. Если известно точное местоположение частицы (х = 0), то становится полностью неопределенным ее импульс (р ) и наоборот. В зависимости от условий частица может проявлять корпускулярные или волновые свойства. В атоме электрон находится в силовом поле ядра и проявляет волновые свойства. Состояние электрона в атоме описывается волновой функцией , которая является функцией координат и времени:

Квадрат волновой функции представляет собой вероятность нахождения электрона в момент времени t в объеме (x+x, y+y, z+z). Волновая функция электрона в атоме определяется из волнового уравнения (уравнения Шредингера):

где – оператор двойного дифференциирования функции по координатам (“набла”), m – масса электрона, h – постоянная Планка, W – полная энергия электрона, V – его потенциальная энергия в потенциальном поле ядра.

В квантовой механике для вычисления импульса, энергии, координаты частиц применяются операторы – определенные наборы действий, которые надо совершить над волновой функцией, чтобы получить соответствующую величину. Стационарные состояния оператора энергии задаются набором квантовыхчисел n, l, ml.

Состояние электрона в атоме, заданное набором квантовых n, l, m_l чисел называется орбиталью.

Если известна волновая функция электрона для определенной орбитали, то, задав численное значение вероятности нахождения электрона, можно рассчитать поверхность, которая будет ограничивать объем пространства, где электрон будет находиться с заданной вероятностью. Такая поверхность называется граничной поверхностью. Форму граничной поверхности, рассчитанной для вероятности нахождения электрона р = 0,95 называют формой орбитали.

n – главное квантовое число, определяет энергию орбитали. Чем больше n, тем выше энергия. n принимает значения чисел натурального ряда: n = 1, 2, 3…

l – орбитальное квантовое число, определяет форму орбитали. l принимает целочисленные значения от 0 до n—1 : l = 0, 1, 2…n—1. Очевидно, что для каждого значения n существует свой набор значений l. Каждому значению l соответствует определенная форма орбитали, которая имеет и буквенное обозначение:

Значению l = 3 соответствует f-орбиталь, форма которой здесь не приведена.

m_l - магнитное квантовое число, принимающее целочисленные значения от —l до +l: = -l…-2, -1, 0, +1, +2…+l, всего 2l+1 значение. Число значений, которое может принимать m_l, соответствует числу орбиталей данной формы для заданного n. Например, для l = 0 (s-орбиталь) m_lпринимает единственное значение m_l = 0, т.е. s-орбиталь одна, для l = 1 – три значения m_l : -1, 0. +1, т.е. р-орбиталей – три, l = 2 – пять значений m_l : -2, -1, 0, +1, +2, d-орбиталей пять и т.д.

Кроме трех квантовых чисел, получающихся из волнового уравнения, электрон обладает спиновым квантовым числом m_S, которое характеризует собственное неорбитальное внутреннее движение электрона и принимает значения m_S = ±1/2 (в единицах h/2). Таким образом, состояние электрона в атоме может быть задано набором четырех квантовых чисел: n, l, m_l , m_S.

Заполнение орбиталей атома электронами

Заполнение орбиталей электронами в атоме подчиняется трем правилам:

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел.

Если для каких-либо двух электронов одинаковы n, l, m_l, то эти два электрона находятся на одной орбитали и должны отличаться спиновым квантовым числом. Орбиталь часто изображают в виде квантовой ячейки, ориентацию спина электрона – в виде стрелки, таким образом два электрона на одной орбитали можно записать так:

В соответствии с принципом Паули, на одной орбитали в атоме не может находиться более двух электронов, эти два электрона называют спаренными, суммарный спин спаренных электронов равен 0.

Правило Клечковского: орбитали в атоме заполняются в порядке возрастания суммы n + l, а при одинаковых значениях этой суммы в порядке возрастания n.Для возможных значений n, l и их суммы можно составить таблицу:

С помощью этой таблицы можно, на основании правила Клечковского (предоставим читателю возможность проделать это самостоятельно), составить последовательность заполнения орбиталей электронами:

Набор орбиталей с одинаковым главным квантовым числом называют электронным (или энергетическим) уровнем, например, орбитали с n = 3 – третьим электронным уровнем, набор одинаковых орбиталей электронного уровня (например, р-орбитали третьего уровня) – электронным подуровнем.Для n от 1 до 4 диаграмма распределения орбиталей по энергиям выглядит так (более высокая орбиталь соответсвует большей энергии):

Состояние атома с минимально возможной энергией называется основным или невозбужденным, все остальные состояния являются возбужденными. Состояние атома с определенным распределением электронов по орбиталям называется терм.

Правило Хунда: наиболее устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов по набору одинаковых орбиталей, при котором их суммарный спин максимален.

Рассмотрим возможное распределение электронов по орбиталям в атоме углерода:

В соответствии с правилом Хунда для структуры I суммарный спин равен 0 (все электроны спаренные), для II – суммарный спин 1 ( + = 1), поэтому наименьшей энергии соответствует структура II.

Для записи распределения электронов по орбиталям часто пользуются сокращенными электронными формулами. Чтобы составить сокращенную электронную формулу для основного состояния атома, необходимо электроны атома распределить по орбиталям в последовательности их заполнения (последовательность заполнения рассмотрена выше, см. правило Клечковского), с учетом принципа Паули и возможного числа одинаковых орбиталей, например:

Углерод Z=6, число электронов 6, получаем 1s²2s²2p²

Фосфор Z = 15, число электронов 15, следовательно 1s²2s²2p⁶3s²3p³ (р-орбиталей на уровнях 2 и 3 по три, в соответствии с принципом Паули на каждой может поместиться 2 электрона, на трех – всего 6).

Железо Z = 26, электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s² (принято записывать наборы орбиталей с одним и тем же главным квантовым числом n одной группой).

В первых четырех периодах есть два исключения из общего правила: хром и медь, которые имеют следующее строение внешнего уровня (полностью заполненные внутренние уровни показаны многоточием):

Это явление иногда называют “проскок электрона”, оно связано с особой устойчивостью (наиболее низкой энергией) полностью или ровно наполовину заполненного подуровня, в данном случае d-орбиталей.

Уход электронов из атома происходит в порядке убывания главного квантового числа n. Например, электронные формулы для нейтрального атома железа и последовательно ионизированных атомов выглядят так (символ 0 у орбитали означает, что она пуста)