Электронное облако. Орбитальное квантовое число

6.1. Особенности микромира

Законы, по которым "живут"частицы микромира (электроны, нуклоны, атомы, молекулы) сильно отличаются от законов макромира (нашего мира – мира физических тел). Многое в поведении этих частиц наш мозг, эволюционировавший в макромире, просто не в состоянии себе представить. Поэтому с некоторыми особенностями таких частиц, особенностями, которые нам кажутся неожиданными и странными, нам придется просто смириться.

Из основного свойства заряженных тел и частиц следует, что неподвижными электроны в атоме быть не могут. Ведь в этом случае они, притянувшись к ядру, просто упали бы на него, и атом перестал бы существовать. Следовательно, электроны в атоме движутся. Но уже Резерфорду было ясно, что просто вращаться вокруг ядра электроны не могут. В то время уже были известны законы электродинамики, в соответствии с которыми вращающийся вокруг ядра электрон обязан постепенно терять свою энергию, что должно приводить в конце концов, к его падению на ядро. Эта исключительно сложная проблема хоть и не всегда последовательно, но была решена в первой трети ХХ века в результате работ многих выдающихся физиков: Нильса Бора, Альберта Эйнштейна, Эрвина Шрёдингера, Вернера Гейзенберга, Макса Борна и многих других ученых. С основными выводами из этих работ мы с вами и познакомимся.

Изучая электроны, атомы, молекулы, а также процессы их взаимодействия, мы будем использовать некоторые модели , позволяющие нам все же получить более или менее наглядное представление об изучаемых объектах. При этом необходимо помнить, что любая модель описывает реальность с той или иной степенью точности и может быть использована только в той области, для которой она создавалась.

Из частиц микромира нас интересует прежде всего электрон. И хотя свойства, проявляемые электроном в различных условиях, вы будете изучать в курсе физики, мы с вами кратко познакомимся с тремя основными особенностями поведения электронов в атоме .

Первая особенность.Энергия свободного электрона , так же как и энергия тела, может изменяться непрерывно, но энергия связанного электрона, в частности электрона в атоме, может принимать только вполне определенные значения .

Схематически это изображено на рис. 6.1, где слева на оси энергии жирной линией показаны возможные значения энергии свободного электрона, а справа на такой же оси отдельными точками – значения энергии электрона в атоме. Таким образом, электрон в атоме может находиться только во вполне определенных состояниях .

При переходе электрона из одного состояния в другое энергия поглощается или выделяется порциями – квантами энергии. Поэтому первая особенность поведения электрона часто называется принципом квантования его энергии. Эта особенность была постулирована датским физиком Нильсом Бором в 1913 году и в дальнейшем получила блестящее экспериментальное подтверждение.

Вторая особенность. Электрон в одних случаях проявляет свойства частицы вещества, а в других – волновые свойства. Такая двойственность поведения электрона и других микрочастиц (дуализм) – одно из общих свойств материи (и вещества, и поля). Оно называется "корпускулярно-волновой дуализм" или "дуализм волна-частица " .

Волновые свойства электрона проявляются, например, при прохождении потока электронов через тончайшую кристаллическую пленку. Поток электронов ведет себя так, как будто через эту пленку прошли волны, то есть, подвергается дифракции(огибание волнами встречающегося на их пути препятствия,если его размер сопоставим с длиной волны) и интерференции(увеличение гребней и уменьшение впадин волн при наложении их друг на друга) (смысл этих явлений понятен из рисунка 6.2, на котором показаны схемы дифракции и интерференции волн на поверхности воды при встрече препятствия с одним, или двумя отверстиями). Эту особенность поведения электрона предсказал французский физик Луи де Бройль в 1924 году, а в 1926 году американский физик Клинтон Девиссон впервые наблюдал дифракционную картину при взаимодействии потока электронов с металлами. В настоящее время волновые свойства электронов широко используются при исследовании строения различных веществ.

Третья особенность. Чем с большей точностью определяют положение электрона в пространстве, тем с меньшей точностью можно определить его скорость . И наоборот, чем с большей точностью определяют скорость электрона (абсолютную величину и направление), тем с меньшей точностью можно определить его положение в пространстве . Это утверждение, а оно справедливо и для других микрочастиц, называется "принцип неопределенностей" . Этот принцип был сформулирован немецким физиком Вернером Гейзенбергом в 1927 году. Принцип неопределенностей "лишает "летящий электрон траектории. Действительно, если мы в какой-то момент точно знаем положение электрона, то мы принципиально ничего не знаем о его скорости и в следующий момент времени можем обнаружить электрон в любой другой точке атома, правда, с разной вероятностью .

Теорию вероятностей изучает математика, а мы лишь воспользуемся несколько упрощенным определением этого понятия.

В нашем случае вероятность обнаружения электрона в какой-либо точке электронной оболочки атома показывает, насколько часто "он там бывает".

МИКРОМИР, МАКРОМИР, ПРИНЦИП КВАНТОВАНИЯ, ДУАЛИЗМ ВОЛНА-ЧАСТИЦА, ПРИНЦИП НЕОПРЕДЕЛЕННОСТЕЙ,ВЕРОЯТНОСТЬ.
1.Приведите примеры физических явлений, при которых происходит непрерывное изменение а) потенциальной энергии, б) кинетической энергии.
2.Перечислите основные особенности поведения электрона в атоме. Чем поведение электрона отличается от поведения любого физического тела?
3.Как вы думаете, где можно провести границу между микромиром и макромиром?
4.В каких случаях при переходе электрона в атоме из одного состояния в другое энергия выделяется, а в каких – поглощается?
5.Разделите следующие утверждения на три группы: а) достоверно, б) вероятно, в) невозможно.

Земля вращается вокруг Солнца.
Земля вращается вокруг Марса.
Автобус подойдет к остановке в течение ближайшей минуты.
Завтра будет дождь.
Завтрашний день будет солнечным.
Первый человек, встреченный вами завтра на улице, будет мужчина.

Попытайтесь оценить вероятность этих событий.

6.2. Орбитали. Квантовые числа

Необычные свойства электрона, его двойственная природа, особый характер движения не укладываются в рамки классической механики. Поведение электрона и других микрочастиц изучает квантовая или волновая механика .
В квантовой механике поведение электрона описывается довольно сложным уравнением, которое называется волновым уравнением или уравнением Шрёдингера (по имени Эрвина Шрёдингера – австрийского физика, предложившего это уравнение в 1926 году). Точное решение уравнения Шрёдингера возможно только для системы из двух частиц, например, для атома водорода. Для более сложных атомов уравнение решается приближенно с использованием ЭВМ. Решая уравнение Шрёдингера, можно найти возможные состояния электрона в атоме (атомные орбитали , АО).

Чтобы избежать громоздких приближенных вычислений, часто применяют упрощенную модель атома, которая называется "одноэлектронное приближение " . В рамках этой модели предполагается, что каждый электрон ведет себя в атоме независимо от остальных электронов этого атома – тогда решение уравнения Шрёдингера сильно упрощается. В химии в большинстве случаев бывает достаточно этой простейшей модели, поэтому ее чаще всего и используют.
Составив уравнение Шрёдингера для какого-нибудь атома и решив его, можно определить, какие состояния возможны для электрона в данном атоме (в рамках модели "одноэлектронное приближение "эти состояния и называют орбиталями ). Затем можно вычислить, какой энергией обладает электрон в каждом из этих состояний, а также найти и другие, очень важные характеристики атома. С некоторыми из них мы еще познакомимся.
Уравнение Шрёдингера можно составить не только для атома, но и для молекулы (системы, состоящей из нескольких атомных ядер и электронов). Решая такое уравнение, можно найти возможные состояния электрона не в отдельном атоме, а в молекуле (правда, расчеты в этом случае очень сложны, трудоемки и, естественно, приближенны). Эти состояния тоже называются орбиталями, но в отличие от орбиталей атома – атомных орбиталей их называют молекулярными орбиталями (МО).

Чтобы найти возможные состояния электрона в атоме, нам не обязательно составлять и решать уравнение Шрёдингера. Эта работа проделана во второй четверти ХХ века как самим Шрёдингером, так и многими его последователями. В соответствии с этим уравнением каждая атомная орбиталь однозначно характеризуется набором из трех целых чисел, которые называются квантовыми числами . Числа эти получили особые названия и обозначения:
главное квантовое число – n ,
орбитальное квантовое число – l и
магнитное квантовое число – m .
Так как не все состояния электрона в атоме возможны, то и сочетания этих чисел могут быть отнюдь не любые, а только те, которые удовлетворяют следующим трем правилам.

Главное квантовое число (n ) может принимать любые целочисленные положительные значения:

n = 1, 2, 3, …,
Орбитальное квантовое число (l ) может принимать любые целочисленные значения от нуля до n – 1:
l = 0, 1, 2, … , (n – 1).
Магнитное квантовое число (m ) может принимать любые целочисленные значения от – l до + l , включая ноль:
m = – l , … , –1, 0, +1,… ,+ l.

Рассмотрев последовательно возможные наборы квантовых чисел, выясним, в каких состояниях может находиться электрон в атоме (то есть, какие АО возможны).
Пусть главное квантовое число n = 1, тогда орбитальное квантовое число l = 0 и магнитное квантовое число m = 0, и только нулю. Таким образом, при n = 1 возможна только одна АО.
При n = 2 орбитальное квантовое число l может уже принимать два значения: 0 и 1, но не больше. Каждому из этих значений соответствуют свои возможные значения m : при l = 0 магнитное квантовое число тоже равно только нулю, а при l = 1 магнитное квантовое число может принимать уже три значения: –1, 0 и 1. Таким образом, при n = 2 мы получаем следующие наборы квантовых чисел:

n = 2	n = 2	n = 2	n = 2
l = 0	l = 1	l = 1	l = 1
m = 0	m = –1	m = 0	m = 1

и всё, никакие другие наборы квантовых чисел при n = 2 невозможны. Следовательно, число АО при n = 2 равно четырем.
Рассуждая аналогично, мы можем получить и другие АО. Результат приведен в первых четырех столбцах таблицы 13. Эта таблица может быть продолжена и для других значений главного квантового числа.

Набор атомных орбиталей определяется ограничениями, наложенными на значения квантовых чисел.

Используя квантовые числа, мы можем "назвать "полученные орбитали, то есть приписать каждой из них свой символ . Символ АО состоит из цифры и строчной латинской буквы, например: 2s , 3p , 4f . Цифра соответствует главному квантовому числу, а буква символизирует значение орбитального квантового числа по следующему правилу: l = 0 соответствует буква s , l = 1 соответствует буква p , l = 2 – буква d , l = 3 – буква f и далее по алфавиту. Например:
1s -АО обозначает орбиталь с n = 1 и l = 0;
2p -АО обозначает орбиталь с n = 2 и l = 1;
3d -АО обозначает орбиталь с n = 3 и l = 2.
Символы орбиталей приведены в последней колонке таблицы 13.
Те же символы используются и для обозначения электронов, находящихся на этих орбиталях, то есть, в этих состояниях:
2p -электрон – электрон на 2p -АО,
4f -электрон – электрон на 4f -АО и т. д.
Поведение электрона на орбитали зависит еще от одной его необычной характеристики, называемой спином . Эта специальная (не имеющая аналогов в макромире) характеристика микрочастиц, определяющая их магнитные свойства. Для ее учета используется четвертое квантовое число – спиновое . Оно обозначается буквой s . У разных частиц спиновое квантовое число бывает разным, но для электрона оно может принимать только два значения: s = 1/2 и s = –1/2.
Таким образом, электрон в атоме полностью и однозначно характеризуется четырьмя квантовыми числами (n , l , m и s ), три из которых (n , l и m ) характеризуют орбиталь этого электрона, а четвертое (s ) – его спин

Таблица 13 .Наборы значений квантовых чисел для различных АО

			Обозначение АО
		Одна
	0 –1, 0, 1	Одна Три	2s 2p
	0 –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2	Одна Три Пять	3s 3р 3d
0 1 2 3	0 –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3	Одна Три Пять Семь	4s 4p 4d 4f

В дальнейшем мы с вами будем использовать обозначения атомных орбиталей, приведенные в последней колонке таблицы 13.

АТОМНАЯ ОРБИТАЛЬ, МОЛЕКУЛЯРНАЯ ОРБИТАЛЬ, КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.
1.Составьте символы атомных орбиталей, для которых а) n = 2, l = 0; б) n = 3, l = 0; в) n = 3, l =
2.Какие значения n и l соответствуют а) 4s -АО, б) 4р -АО, в) 5d АО, a) 6p- АО?
3.Сколько в атоме s -орбиталей, р -орбиталей, d -орбиталей?
4.Сколько в атоме 2р -орбиталей, 3s -орбиталей, 4d -орбиталей, 4f -орбиталей? Докажите, что их именно столько.
5.Сколько орбиталей атома имеют символ 5p , 6s , 4d , 5f ? Каким квантовым числом отличаются орбитали с одинаковым символом?
6.Среди приведенных наборов квантовых чисел n , l и m выберите те, которым соответствуют АО. Укажите символы этих АО: а) n = 2, l = 0, m = 0; б) n = 3, l = 3, m = 1; в) n = 2, l = 1, m = 2; г) n = 3, l = 2, m = – 1; д) n = 3, l = 0, m = 2; е) n = 3, l = 1, m = 0.

6.3. Энергия атомных орбиталей. Электронные уровни и подуровни

Узнав, какие орбитали возможны в атоме, постараемся теперь выяснить, какова их энергия, ведь роль энергии во всех процессах, протекающих во Вселенной, очень велика. Это относится и к микромиру, и к Космосу.

Энергия АО (Е АО) может быть как рассчитана из уравнения Шрёдингера, так и определена экспериментально, что давно уже сделано для атомов практически всех элементов. Но при изучении химии эти точные абсолютные значения используются редко. Обычно бывает достаточно знать, энергия какой орбитали больше, а какой меньше, а также, сильно или слабо различаются по энергии соседние орбитали. Такую информацию дает, например, рис. 6.3, где на оси энергии нанесены значения энергии орбиталей атома менделевия (одного из последних элементов, электронное строение атома которого определено экспериментально), как занятых электронами, так и некоторых свободных. Значения нанесены на ось без строгого соблюдения масштаба, так как при увеличении главного квантового числа разница между значениями энергии АО уменьшается очень сильно, поэтому сделанный в масштабе рисунок был бы ненагляден. Есть и еще одна причина, по которой эту шкалу обычно изображают без соблюдения масштаба: по мере возрастания заряда ядра энергия одних и тех же орбиталей существенно уменьшается, но при этом общая закономерность распределения орбиталей по энергии остается неизменной. Изображенная на рис. 13 шкала точнее отражает одну из уже известных нам особенностей поведения электрона в атоме (сравни с рис. 11).
Как видите, последовательность состояний довольно сложная. Обычно для большей наглядности получившуюся шкалу несколько видоизменяют. Обратите внимание, что энергия АО зависит от n и от l , поэтому кроме оси Е АО вводят еще одну ось. Чаще всего это ось l . На получившемся поле отмечают положение энергии различных орбиталей, но не точками, а маленькими квадратиками, так называемыми "квантовыми ячейками" . При этом, кроме увеличения наглядности, появляется возможность показать число разных орбиталей с одинаковой энергией.

Рядом с квантовыми ячейками обязательно обозначают символы орбиталей. В результате получается так называемая энергетическая диаграмма атома .
Энергетическая диаграмма может отражать электронное строение реального атома, тогда на ней показывают положения электронов (как это делается мы подробно разберем в параграфе 6.5). Но можно составить энергетическую диаграмму так, чтобы показать последовательность энергий еще не занятых электронами орбиталей – для произвольного многоэлектронного атома такая диаграмма приведена на рис. 6.4.

В случае атома водорода, у которого – только один электрон, картина сильно упрощается. Как видно из энергетической диаграммы (рис. 6.5), у атома водорода энергия орбитали зависит только от главного квантового числа n .

От магнитного квантового числа m энергия орбитали не зависит, на энергетической диаграмме орбитали с одинаковыми n и l , но с разным магнитным квантовым числом m , имеющие одинаковую энергию, группируются вместе, образуя электронный подуровень (ЭПУ) (см. рис. 6.4).

Число орбиталей на любом ЭПУ равно числу возможных значений m (см. табл. 13). Так, 2p -, 3p -, 4p - и других орбиталей p-подуровней – по три, а 3d -, 4d -, 5d - и других d -орбиталей – по пять. В общем случае число орбиталей на любом подуровне равно 2l + 1.

Поскольку все орбитали подуровня имеют одинаковый символ, тем же символом обозначают и сам подуровень. Так, 1s -подуровень (1s -ЭПУ) образован одной 1s -АО, а 4f -ЭПУ – семью 4f -АО.

На энергетической диаграмме условно принято располагать орбитали по возрастанию магнитного квантового числа, например, для 3d -ЭПУ

					3d
–2	–1	0	+1	+2

левая квантовая ячейка символизирует орбиталь с m = –2, следующая – с m = –1 и далее до m = 2.

Подуровни с одинаковым значением главного квантового числа объединяют в электронные уровни (ЭУ).

Так, 2s - и 2р -подуровни образуют второй электронный уровень; 3s -, 3p - и 3d -подуровни образуют третий электронный уровень.

На энергетических диаграммах, показанных на рис. 6.4 и 6.5, подуровни одного уровня соединены прямыми линиями. В случае атома водорода эти линии горизонтальны, а в случае многоэлектронного атома – наклонны. Полезно знать, что число подуровней на одном уровне равно номеру этого уровня (то есть главному квантовому числу n ), а число орбиталей на том же уровне равно n 2 .
Иногда электронные уровни называют "энергетическими уровнями". Это устаревшее, но все еще часто употребляемое название справедливо для атома водорода, но совершенно не отражает характер электронных оболочек многоэлектронных атомов (энергия атомных орбиталей одного электронного уровня у них разная). Именно при изучении электронной структуры атома водорода (простейшего атома!) это название и возникло.
Точно так же электронные подуровни иногда называют "энергетическими подуровнями". Это название допустимо, так как отражает реальность: в пределах подуровня у любого атома энергии АО действительно равны. Но для того, чтобы не создавать лишней путаницы, его не стоит употреблять.

ЭНЕРГИЯ АО, КВАНТОВАЯ ЯЧЕЙКА, ЭНЕРГЕТИЧЕСКАЯ ДИАГРАММА АТОМА, ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ, ЭЛЕКТРОННЫЙ ПОДУРОВЕНЬ.
1.Энергия какого из электронов одного и того же атома, 1s или 2s , больше? Какой из них слабее связан с ядром?
2.На какой орбитали, 1s -АО атома водорода или 1s -АО атома гелия, электроны имеют большую энергию? Где они прочнее связаны с ядром?
3.Какие орбитали образуют четвертый электронный уровень?
4.Определите число АО на а) 3s -ЭПУ, б) 4f -ЭПУ.
5.Сколько электронных подуровней образуют
а) третий электронный уровень, б) пятый электронный уровень, в) седьмой электронный уровень?

6.4. Электронные облака. Форма и размер электронного облака

Разобравшись с энергией электронов, попробуем понять, как же движутся электроны в атоме, обладая различными значениями энергии, и вообще, находясь в различных состояниях (на разных орбиталях).

Из-за особенностей поведения электрона, с которыми мы познакомились в первом параграфе, нам, жителям макромира, представить себе характер такого движения невозможно. Это связано с тем, что в макромире, в соответствии с представлениями современной физики, для него просто нет никаких аналогий. Однако положение не безнадежно – мы можем воспользоваться моделью поведения электрона в атоме, в которой используется представление об электронном облаке (ЭО).

Чтобы понять, что это такое, допустим, что мы можем очень много раз "сфотографировать" электрон в атоме (например, в атоме водорода), то есть точно зафиксировать его положение в каждый момент времени. Принцип неопределенностей нам это не запрещает. Наложив друг на друга эти "фотографии", мы получим картину, показанную на рисунке 6.6 а . Если же мы будем фиксировать только положение электрона на плоскости, в которой лежит ядро, то изображение получится несколько иным (см. рис. 6.6 б ). Оба эти рисунка дают нам представление об электронном облаке: рисунок а – вид этого облака со стороны, а рисунок б – сечение облака плоскостью, проходящей через ядро. Рисунок а отражает внешний вид облака, а рисунок б дает представление о его внутреннем строении.

В разных местах электронного облака вероятность обнаружить электрон может быть разная.
Различная плотность точек в разных частях рисунка 6.6 соответствует разной вероятности нахождения электрона в этих частях электронного облака.
Вероятность обнаружить электрон в какой-либо части облака характеризуется физической величиной, называемой электронная плотность (r е). Она определяется как отношение числа электронов (N е) к объему (V ), который они равномерно заполняют (см. § 5.9):

Чем больше электронная плотность, тем выше вероятность нахождения электрона в этой части облака (и тем гуще расположены точки на рис. 6.6).
Электронная плотность резко уменьшается с увеличением расстояния от ядра, но теоретически равна нулю только на бесконечном от него расстоянии. Отсюда следует, что YI не имеет четких границ. В сторону ядра электронная плотность уменьшается еще более резко и вблизи него практически равна нулю.
Электронное облако характеризуется размером, формой и распределением в нем электронной плотности.
Все, что мы говорили об электронном облаке, относится к ЭО одной орбитали, но электрон может находиться на разных орбиталях. Естественно, что электронные облака в этих случаях тоже будут разные, то есть, будут отличаться по размеру, форме и распределению электронной плотности.
Как мы уже отмечали, электронное облако не имеет четких границ, края его как бы размыты в пространстве. Что же понимать под размером такого объекта, и как описать его форму?
Для ответа на эти вопросы нам придется более детально разобраться в том, как "устроены"некоторые электронные облака, то есть, каково их строение. А строение такого необычного объекта, как электронное облако, характеризуется лишь распределением по его объему электронной плотности. Сначала познакомимся со строением самых простых электронных облаков.

Начнем с 1s -ЭО. В верхней части рис. 6.7 изображено сечение этого облака плоскостью, проходящей через ядро атома. В нижней части рисунка помещен график, показывающий, как меняется электронная плотность в этом облаке. Такой график мог бы построить некий очень маленький "наблюдатель ", пролетающий через атом по оси x и непрерывно измеряющий при этом электронную плотность. Точно такой же график построил бы наш "наблюдатель", если бы пролетал через 1s -ЭО по любому другому направлению, но обязательно через центр облака. Следовательно, в 1s -ЭО распределение электронной плотности не зависит от направления, и форма этого облака – шарообразная.
Но не всегда легко представить себе форму электронного облака, рисуя лишь графики распределения электронной плотности. Поэтому обычно форму электронного облака характеризуют его граничной поверхностью .
В качестве граничной поверхности выбирают такую поверхность, внутри которой общая вероятность обнаружить электрон достаточно велика (например: 90; 95 или даже 99 %). Но таких поверхностей для каждого облака можно выбрать множество, поэтому среди них выбирают одну – поверхность, на которой в любой точке вероятность нахождения электрона одинакова. Есть и другой способ выбора граничной поверхности. В этом случае среди поверхностей с одинаковой (в любой точке) электронной плотностью выбирают поверхность, на которой электронная плотность крайне незначительна (например, 0,01 или 0,001 е/>A 3 , то есть 1,6? 10 9 или 1,6? 10 8 Кл/м 3). Выбранные этими двумя способами граничные поверхности по внешнему виду мало отличаются друг от друга.

Построим граничную поверхность 1s -ЭО. На рис. 6.7 вспомогательные линии, относящиеся к этому построению, изображены пунктиром. В результате мы получим две сферы: внешнюю (а ) и внутреннюю (б ), между которыми вероятность обнаружить электрон равна 90 %. Внутренняя сфера мала, находится вблизи ядра и при образовании атомом химических связей ее присутствие никак не проявляется, поэтому обычно говорят, что 1s -ЭО имеет форму шара.

По-иному устроено 2p -ЭО (рис. 6.8). Оно состоит из двух одинаковых частей, симметричных относительно центра облака. Между ними, на плоскости m (перпендикулярной плоскости чертежа), электрон находиться не может. Граничная поверхность 2p -ЭО (ее сечение обозначено на рисунке буквой а ) похожа по форме на две половинки апельсина и представляет собой тело вращения (простейшими телами вращения являются цилиндр, конус, шар и тор (приближенную форму тора имеет бублик) с осью x . Если наш "наблюдатель"полетит через это облако вдоль оси x , то график, который он построит, не будет сильно отличаться от такого же графика для 1s -ЭО, только высота максимумов будет немного меньше. По любому другому направлению (кроме лежащих в плоскости m ), например, вдоль прямой f , электронная плотность будет еще меньше, но максимумы кривой останутся на тех же расстояниях от ядра (см. нижний график). Это постоянство максимумов характерно и для других электронных облаков, что позволяет нам выбрать в каждом облаке сферу "с " с радиусом, в конце которого электронная плотность по этому направлению максимальна.
Такой постоянный радиус и характеризует размер электронного облака. Этот радиус называют радиусом электронного облака и обозначают r ЭО. В случае рассмотренных нами орбиталей именно на этом расстоянии от ядра вращался бы электрон, если бы он не обладал волновыми свойствами.

2p -подуровень образован тремя орбиталями, следовательно, в атоме может быть три 2p- ЭО. А так как электроны взаимно отталкиваются, эти облака располагаются в пространстве так, чтобы максимумы их электронной плотности находились как можно дальше друг от друга. Это возможно только в том случае, если оси облаков будут взаимно перпендикулярны, например, направлены вдоль осей прямоугольной системы координат. Поэтому 2p- ЭО так и обозначают: 2р х -, 2р y - и 2p z -ЭО (рис. 6.9). Если каждое из этих облаков образовано одним или двумя электронами, то суммарное электронное облако всех электронов подуровня за счет сложения электронной плотности будет иметь шарообразную форму (как у 1s-ЭО). Такую же шарообразную форму будут иметь суммарные электронные облака любого подуровня, если, конечно, каждое из отдельных облаков будет образовано одним или двумя электронами.

Форма и строение других электронных облаков сложнее. Так 2s -ЭО, будучи также, как и все s -облака шарообразным, двухслойное (рис. 6.10 а ). Внутри внешнего слоя с главным максимумом электронной плотности есть еще один слой со значительно меньшей электронной плотностью.
3p -ЭО состоит из четырех частей (рис. 6.10 б ). Две большие области похожи по форме на половинки 2p- ЭО, но ближе к ядру расположены еще две маленькие области с меньшей электронной плотностью. В пространстве оси 3p -электронных облаков, так же, как и оси 2p- ЭО, взаимно перпендикулярны.
С увеличением главного квантового числа n форма электронных облаков (c одинаковым l ) все более и более усложняется, но внешние области таких облаков остаются похожими, геометрически почти подобными.
Еще сильнее усложняется форма облаков с увеличением орбитального квантового числа. Рассмотрим форму 3d -облаков. Из пяти облаков этого подуровня четыре по форме совершенно одинаковы, а пятое от них отличается (рис. 6.11)(На самом деле ситуайция с пятым облаком несколько сложнее) Каждое из четырех одинаковых 3d -облаков образовано четырьмя областями, напоминающими по форме округлые апельсиновые дольки. Пятое облако состоит из трех частей, две из которых отдаленно напоминают 2р -облако, а третья образует похожий на тор поясок вокруг первых двух.

Размеры электронных облаков зависят от заряда ядра: чем больше заряд ядра, тем оно сильнее притягивает электрон и тем меньше размер электронного облака. При одном и том же заряде ядра размер облака зависит, прежде всего, от главного квантового числа n . Наглядно эта зависимость представлена на рис. 6.12 в виде диаграммы размеров электронных облаков . На этой диаграмме по вертикальной оси отложены (без строгого соблюдения масштаба) значения радиусов электронных облаков, а по горизонтальной оси – орбитальное квантовое число. Положения радиусов ЭО на диаграмме символически отмечены кружочками.

Радиусы электронных облаков с одинаковыми значениями главного квантового числа примерно равны, а с разными значениями n – сильно отличаются. Из-за этого электронная оболочка атома оказывается слоистой.(Точные квантово-механические расчеты показывают, что радиусы облаков одного слоя немного различаются, но эти различия незначительны)

Электронный слой образован облаками орбиталей одного электронного уровня. Так, первый электронный слой образован одним 1s -ЭО, второй – одним 2s -ЭО и тремя 2р -ЭО, третий – одним 3s -ЭО, тремя 3р -ЭО и пятью 3d -ЭО. Общее число электронных облаков в любом электронном слое равно n 2 , где n - главное квантовое число, которое служит одновременно и номером электронного слоя.

Облака одного слоя, отличающиеся только значениями магнитного квантового числа, соответствуют орбиталям одного подуровня. В случае р -подуровней разным значениям m соответствует только разная ориентация электронных облаков. У облаков одного ЭПУ с большим значением l , например, у 3d -облаков, отличается еще и форма.

ЭЛЕКТРОННОЕ ОБЛАКО, ГРАНИЧНАЯ ПОВЕРХНОСТЬ ЭО, ФОРМА ЭО, РАДИУС ЭО, ДИАГРАММА РАЗМЕРОВ ЭО, ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ.
1.Существуют ли в Природе электронные облака? А электроны?
2.Попробуйте найти аналогии между электронной оболочкой и многоэтажным жилым домом оригинальной архитектуры.
3.Почему положение граничной поверхности электронного облака выбирается произвольно (точнее - конвенционально)?
4.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 1s -ЭО вдоль прямых а и б (рис. 6.13).
5.Опишите изменение электронной плотности, зафиксированное "наблюдателем", пролетевшим через 2р -ЭО а) сквозь центр атома по направлению, перпендикулярному оси x (рис.6.8); б) параллельно оси x , вне сферы наибольшей электронной плотности; в) параллельно оси x , захватывая сферу наибольшей электронной плотности.
6. Какие электронные облака образуют второй электронный слой?
7.Чем отличаются друг от друга электронные облака орбиталей со следующими наборами квантовых чисел: а) n = 2, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 0; б) n = 2, l = 1, m = 0 и n = 2, l = 1, m = 1; в) n = 1, l = 0, m = 0 и n = 2, l = 0, m = 0?
8.Сколько электронных облаков образуют полностью заполненный четвертый электронный слой?
9.Какое электронное облако одного и того же атома больше по размерам а) 2р -ЭО или 3р -ЭО, б) 2р -ЭО или 3s -ЭО, в) 1s -ЭО или 2р -ЭО?
10.Какое из электронных облаков больше: 1s -ЭО атома водорода, или 1s -ЭО атома гелия?
11.Как вы думаете, во сколько раз радиус 1s-ЭО атома урана меньше радиуса такого же облака атома водорода?
12.У каких из перечисленных ниже электронных облаков одного и того же атома примерно одинаковые размеры: 1s-ЭО, 4p-ЭОб 3d-ЭО, 4s-YI, 3s-ЭО?

6.5. Электроны в атоме

В любом атоме число АО теоретически бесконечно, а число электронов конечно. Как же электроны "размещаются "в электронной оболочке?
Возьмем (конечно, мысленно) ядро атома с атомным номером Z и Z электронов. Будем последовательно "бросать "по одному электрону в сторону взятого ядра. Электроны будут притягиваться ядром и занимать (заполнять) какие-то орбитали. Какие? В какой последовательности?
Чтобы ответить на эти вопросы, мы должны познакомиться с законами (принципами, правилами) заполнения АО электронами, иными словами, с законами построения электронной оболочки .

Первый закон (принцип наименьшей энергии ): электроны в атоме занимают орбитали с наименьшими из возможных значениями энергии . Иными словами, суммарная энергия всех электронов атома должна быть минимальной . Если это так, то такое состояние атома называется основным или невозбужденным . Это устойчивое состояние атома. Любое другое состояние атома называется возбужденным .

Основное состояние атома – состояние атома с наименьшей энергией.

Используя энергетическую диаграмму атома и символически изображая на ней электроны в виде стрелок, направленных вверх (s = 1 / 2) или вниз (s = – 1 / 2), мы можем проиллюстрировать принцип наименьшей энергии:

При желании мы можем воспользоваться аналогией из макромира: электроны, заполняя орбитали, ведут себя подобно воде, заполняющей стакан. Вода всегда заполняет стакан снизу вверх и никогда – наоборот.
Если бы электроны "руководствовались"только принципом наименьшей энергии, то все Z электронов нашего атома оказались бы на 1s -орбитали. Но этого не происходит, потому что существует второй закон (принцип Паули ): в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами (швейцарский физик Вольфганг Паули сформулировал, в несколько иной форме, этот принцип в 1925 году). Вспомним, что атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами (n , l , m ), а спиновое квантовое число (s ) может принимать только два значения, следовательно, на одной АО может быть не более двух электронов . Иными словами, электронное облако может быть образовано только одним или двумя электронами.
Орбиталь без электронов называют свободной орбиталью , орбиталь с одним электроном – орбиталью с неспаренным электроном , орбиталь с двумя электронами – заполненной орбиталью .

В обыденной жизни мы часто сталкиваемся с одним случайным аналогом принципа Паули: в железнодорожном вагоне дальнего следования действует принцип "один билет – один пассажир ". А ведь на железнодорожном билете тоже указаны четыре "дискретных параметра": дата, номер поезда, вагон и место.

Чтобы правильно разместить в атоме первые пять электронов, достаточно воспользоваться принципом наименьшей энергии и принципом Паули. Попробуем это сделать для такого атома (атома бора).

Для наглядного изображения электронного строения, или, как говорят, электронной конфигурации атома воспользуемся энергетической диаграммой многоэлектронного атома (рис. 6.4). На этой диаграмме внутри квантовых ячеек, с помощью стрелочек, изобразим электроны, находящиеся в тех состояниях, которые символизируют квантовые ячейки. В результате для атома бора мы получим энергетическую диаграмму, показанную на рис. 6.14.

У шестого электрона, который есть, например, у атома углерода, "возникает проблема": где ему на 2р -ЭПУ выгоднее разместиться – на свободной АО, или на АО с неспаренным электроном.
На этот вопрос отвечает третий закон, который называется правилом Хунда (немецкий физик Фридрих Хунд сформулировал его в 1927 году). Вспомним, что электрон – заряженная частица, и, следовательно, электроны друг от друга отталкиваются; а раз так, то им выгоднее находиться на разных орбиталях одного подуровня, так как электронные облака этих орбиталей в пространстве не совпадают. Несколько упрощенно правило Хунда звучит так: в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным .
Если шестой электрон сможет попасть на ту же орбиталь, что и предыдущий, то сумма спиновых квантовых чисел этих электронов по принципу Паули обязательно будет равна 1/2 + (–1/2) = 0 (электроны должны быть с разными спинами). А если этот электрон займет другую 2р -АО, то сумма спиновых квантовых чисел окажется равной 1/2 + 1/2 = 1, то есть больше, чем в первом случае. Модуль суммы окажется больше, чем в первом случае, и тогда, когда спиновые квантовые числа обоих электронов будут отрицательными. Следовательно, электроны занимают орбитали одного подуровня сначала по одному и только потом по два , и шестой электрон попадет на свободную р -орбиталь (рис. 6.15).

В жизни мы сталкиваемся с отдаленной аналогией правила Хунда: на конечной остановке незнакомые пассажиры, входя в троллейбус, обычно садятся сначала по одному на каждое сидение и только потом – по два.

Зная энергетическую структуру электронных оболочек атомов и законы, по которым электроны образуют эти оболочки, мы можем изобразить электронную конфигурацию атома почти любого элемента. Для этого нам нужно знать только заряд ядра. Можно, конечно, выбирать заряд ядра произвольно, но тогда мы вряд ли быстро обнаружим в строении электронных оболочек какую-то систему. Логично расположить атомы в порядке возрастания зарядов их ядер, начиная с +1е. Такой ряд называется естественным рядом элементов (ЕРЭ). То, что именно этот ряд может быть положен в основу классификации химических элементов, стало ясно после работ молодого английского физика Генри Мозли, вскоре после этого трагически погибшего в одном из сражений Первой мировой войны. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента и обозначается той же буквой – Z . Д. И. Менделеев, не доживший до открытия Мозли, располагал элементы в порядке возрастания атомных масс ("атомных весов ", как тогда говорили), хотя и чувствовал, что в основе ряда лежит какая-то более глубинная характеристика.

"Конструируя "электронные оболочки атомов, мы будем изображать их электронные конфигурации. Один из способов их изображения – построение энергетической диаграммы – мы уже разобрали. Второй способ – написание электронной формулы атома . С ним мы познакомимся в процессе работы.
Первый элемент в ЕРЭ – водород. Единственный электрон его атома по принципу наименьшей энергии занимает 1s -орбиталь, и электронная формула атома водорода записывается так: 1s 1 . Верхний индекс при символе орбитали означает число электронов на ней. Единственное электронное облако этого атома (1s -ЭО) образовано одним (неспаренным) электроном.
Второй элемент – гелий. Второй электрон в его атоме также стремится к минимуму энергии и, если он обладает противоположным спином, по принципу Паули может занять ту же орбиталь. Электронная формула атома гелия 1s 2 . Также единственное электронное облако этого атома образовано двумя электронами (парой электронов).
Третий электрон, появляющийся у атома лития, по принципу Паули не может занять 1s -орбиталь и вынужден занимать большую по энергии 2s -орбиталь, образуя вокруг первого второе, большее по размеру, электронное облако. Электронная формула атома лития 1s 2 2s 1 .
Последний (четвертый) электрон атома следующего элемента – бериллия – должен занять ту же 2s -орбиталь, так как на ней есть еще свободное место. Электронная формула бериллия 1s 2 2s 2 , и его электронная оболочка состоит из двух облаков, каждое из которых образовано парой электронов. Энергетические диаграммы атомов бора и углерода мы уже разбирали (рис. 24 и 25). Электронные формулы атомов этих элементов – B 1s 2 2s 2 2p 1 и C 1s 2 2s 2 2p 2 .
2p -подуровень продолжает заполняться и у следующих элементов, до неона (Z = 10) включительно, у которого этот подуровень оказывается полностью заполненным. Электронная формула неона 1s 2 2s 2 2p 6 , а его электронная оболочка состоит из пяти облаков: одного облака первого слоя (1s -ЭО) и четырех облаков второго слоя (одно 2s - и три 2р -ЭО), причем все облака образованы парами электронов.
У атомов следующего элемента – натрия – последний электрон вынужден занимать уже 3s -орбиталь, и с его электронного облака начинается образование третьего электронного слоя. Электронная формула натрия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
Третий электронный слой (и, естественно, третий электронный уровень) продолжает заполняться до аргона включительно, но не заполняется полностью, так как со следующего атома – атома калия – начинается заполнение четвертого слоя. Это происходит потому, что энергия оставшегося незаполненным 3d -подуровня больше, чем энергия 4s -подуровня. 3d -подуровень начинает заполняться только у атома скандия (Sc 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1) после завершения заполнения 4s -подуровня.
Продолжая заполнять электронами атомные орбитали, можно получить электронные конфигурации и атомов следующих элементов. Необходимо только внимательно следить за последовательностью подуровней (по рис. 14) и строго соблюдать принцип наименьшей энергии, принцип Паули и правило Хунда.
Электронные формулы атомов всех элементов приведены в приложении 4.

ПРИНЦИП НАИМЕНЬШНЙ ЭНЕРГИИ, ПРИНЦИП ПАУЛИ, ПРАВИЛО ХУНДА, ЕСТЕСТВЕННЫЙ РЯД ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.
1.Сколько всего электронов может находиться на а) 4s-ЭПУ, б) 4р-ЭПУ, в) 3d-ЭПУ, г) 5f-ЭПУ? 2.Сколько всего электронов может находиться на каждом из первых пяти ЭУ? Составьте общую формулу для такого подсчета.
3.Какое квантовое число – общее для всех электронов внешнего электронного слоя? Охарактеризуйте его значение.
4.Для атомов Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar а) изобразите энергетические диаграммы, б) составьте полные электронные формулы.

4. Периодический закон и периодическая система элементов д.И.Менделеева, ее структура.

5. Основные этапы развития представлений о строении атома и ядра. Квантово-механическая модель атома.

6. Понятие об электронном облаке. Волновая функция.

7. Квантовые числа.

Валентность как правило определяется s и p электронами (…..)

9.Емкость энергетических уровней и подуровней. Строение электронных оболочек атомов и связь периодической системы со строением атомов.

10. Энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицательность. Ионизационный потенциал.

11.Природа химической связи. Теория валентности. Понятие о степени окисления.

14.Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

16.Металлическая связь.

17. Водородная связь. Механизм образования водородной связи.

19.Валентные возможности атомов элементов различных групп и периодов

20. Растворы, определение, классификация. Понятие о концентрации растворов, способы ее выражения

21. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа электролитической диссоциации. Закон разведения Оствальда.

22.Сильные и слабые электролиты. Активность. Ионная сила растворов.

Слабые электролиты

23. Свойства воды. Вода. Водородный показатель среды.

24. Активность, коэффициент активности. Ионная сила растворов. Связь между коэффициентом активности и ионной силой раствора

25 Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Факторы смещения равновесия гидролиза. Необратимый гидродиз.

26 Скорость химической реакции. Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Порядок и молекулярность реакций. Энергия активации, ее физический смысл.

Правило Вант-Гоффа

27.Влияние концентрации реагентов на скорость химической реакции. Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции и ее физический смысл.

28 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.

Катализ - изменение скорости реакции под действием особых веществ (катализаторов)

Все вещества в одной Катализатор находится в

29 Обратимость химических реакций. Влияние концентрации, давления и температуры на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия

30.Определение и классификация электрохимических процессов. Понятие об электродном потенциале. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста для расчета потенциала металлического электрода.

32. Газовые электроды. Расчет потенциалов водородного и кислородного электродов.

35.Электролиз. Законы Фарадея. Электролиз с растворимым и нерастворимым анодом (в расплаве и в растворе). Выход по току. Практическое применение.

36. Коррозия. Основные виды коррозии: химическая, электрохимическая, коррозия под действием блуждающих токов. Методы защиты от коррозии. Ингибиторы коррозии.

37. Термодинамика и кинетика коррозии.

38.Физико-химические св-ва Ме. Основные методы получения Ме.

6. Понятие об электронном облаке. Волновая функция.

Т.к. электрон несет отриц заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны как ф-ию координат электрона. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Однако величина ψ² всегда положительна. При этом она обладает замечательным св-ом: чем больше значение в данной области пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь свое действие, т.е. что его сущ-ие будет обнаружено в каком-либо физическом процессе.

7. Квантовые числа.

Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно (Луи-де-Бройль ) 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Движение электрона описывается в кантов ой механике уравнением стоячей волны, в соответствии с которым электрон в каждый момент времени может находится в произвольной точке пространства вокруг ядра. Квантово-механическая модель представляет его в виде электронного облака, окружающее ядро. Максимальная плотность облака соответствует электронной орбитали. Движение электрона на орбитали определяется значениями 4 квантовых чисел. Главное квантовое число n (энергетический уровень) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . на первом электронном уровне можер разместиться не более 2 электронов, на втором – 8, на третем –18. Орбитальное квантовое число l (энергетический подуровень) обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. Магнитное квантовое число m взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Чем сложнее форма облака тем больше вариаций в ориентации облака в пространстве. Принимает значение 2l+1. Спиновое квантовое число s собственное вращение электрона вокруг своей оси. Принимает 2 значения +1/2 и –1/2.

8. Порядок заполнения электронных уровней и подуровней. . Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Гунда и Клечковского В.М.

Электрон заполн. Подуровень должен иметь минимально избыточной энергией по отношению к подуровню энергии.

Al 18 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 3d 0

K 19 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 1

1. Правило Клечковского.

Заполнение идет от n+1 меньших к n+l больших

4+0 < 3+2 (сначала 4S, потом 3d)

Если суммы n+l равны друг другу, тозаполнение уровней и подуровней происходит в напр главного квантового числа n

4+1 3+2 => сначала , потом 4p

Правило Клечковского.

Если сумма n+l равных

Явление правила проскока электронов.

Cr 24 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3d 4

1) sp – или q 2 – гибридизация характерна, когда в образовании связи участвует 1 s и 1 p- электрон.

Рис. 16. Схема sp – гибридизации

Молекула имеет линейное строение типа AB 2 .

2) sp 2 – или q 3 – гибридизация. Гибридные облака располагаются под углом 120 0 в одной плоскости (рис. 17).

При образовании гибридного облака участвует один s и

2 p электрона.

Рис. 17. Схема sp 2 - гибридизации

Например, молекула BCl 3

Молекула имеет форму плоского треугольника.

3) sp 3 – q 4 – гибридизация осуществляется за счет одного s и трех p – электронных облаков. Облака при этом типе гибридизации располагаются пол углом 109 0 28 ¢ (рис. 18). 4 гибридных облака направлены из центра правильного тетраэдра к его вершинам. Примером такой молекулы может быть CH 4, CCl 4 .

Рис. 18. Схема sp 3 – гибридизации

Кроме рассмотренных возможны и другие типы гибридизации валентных орбиталей и отвечающие им типы пространственной конфигурации молекул. Комбинация одной s – трех p – и одной d – орбиталей приводит к sp 3 d – гибридизации. Это соответствует ориентации пяти sp 3 d – гибридных орбиталей к вершинам тригональной бипирамиды. В случае sp 3 d 2 – гибридизации шесть sp 3 d 2 гибридных орбиталей ориентируются к вершинам октаэдра. Ориентация семи орбиталей к вершинам пентагональной бипирамиды соответствует sp 3 d 3 (или sp 3 d 2 f ) – гибридизации валентных орбиталей центрального атома молекулы.

Таким образом, направленность химических связей определяет пространственную конфигурацию молекул.

Рассмотрим еще возможные типы возникающих молекул.

Молекулы типа AA или AB. К этому типу относятся молекулы, образованные двумя одинаковыми или различными атомами, между которыми возникает одна одинарная (s - сигма) связь, последняя может быть образована за счет взаимодействия двух s – электронов, по одному от каждого атома (s¢ - s¢ ), двух p – электронов (p¢ - p¢ ) или двух электронов смешанного типа (s¢ - p¢ ) (рис. 19). Такие связи возникают между атомами элементов, имеющих один s – или p – электрон: водород, элементы группы IA (щелочные металлы) и группы VIIA (галогены). Молекулы этого типа имеют линейную форму, например, H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , J 2 , Zi 2 , Na 2 , K 2 , HCl и др.

Рис. 19. Перекрывание s- и p- орбиталей

с образованием s - связи

Молекулы типа AB 2, AB 3 . Они образуются за счет взаимодействия двух p – электронов атома В и s – электронов двух атомов A . Два непарных p- электрона характерны для атомов элементов VI А группы, т.е. для кислорода и его аналогов (халькогенов).

Электронные облака p- электронов располагаются относительно друг другу под углом 90 0 по координатным осям x и y.

Рис. 20. Перекрывание орбиталей в молекуле воды

Например, в молекуле H 2 O (рис. 20) перекрывание облаков s – электронов с облаками p – электронов происходит в месте, обозначенном штриховкой, а потому химические связи должны быть направлены под углом 90 º . Такие молекулы называются угловыми. Однако согласно экспериментальным данным значительного чаще встречаются молекулы с иным значением валентного угла. Например, у молекулы воды валентный угол составляет 104,5º. одной из причин этого явления, согласно теории валентных связей является наличие у центрального атома несвязывающих электронных пар. Искажение валентных углов в этом случае вызывается взаимным отталкиванием связывающих и несвязывающих электронных пар центрального атома. При этом следует учесть, что облако связывающей электронной пары (локализованной между двумя атомами) занимает меньше места, чем облако несвязывающей электронной пары, поэтому в наибольшей степени отталкивание проявляется между несвязывающими парами, несколько меньше эффект отталкивания между несвязывающей и связывающей парой и, наконец, меньшее отталкивание между связывающими электронными парами. Это видно на примере строения молекул метана, аммиака и воды. Центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов s p 3 - гибридные орбитали приходится четыре электрона

Это определяет образование четырех связей C – H и расположение атомов водорода молекулы метана CH 4 в вершинах тетраэдра (рис. 21)

Рис. 21. Перекрывание орбиталей в молекуле метана

У атома азота на четыре sp 3 - гибридных орбитали приходится пять электронов:

Следовательно, одна пара электронов оказывается несвязывающей и занимает одну из sp 3 – орбиталей, направленных к вершинам тетраэдра. Вследствие отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле аммиака H 3 N оказывается меньше тетраэдрического и составляет < HNH = 107,3º .

Теперь уже ясно, что при рассмотрении молекулы воды угол валентный должен быть еще меньше, т.е. у атома кислорода на 4 sp 3 – гибридные орбитали приходится шесть электронов т.е. две sp 3 – гибридные орбитали занимают несвязывающие электронные пары. Отталкивающие действия двух

несвязывающих пар проявляется в большей степени. Поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды H 2 O составляет < HOH = 104º,5¢ . С увеличением числа несвязывающих электронов центрального атома изменяется и пространственная конфигурация молекул (табл. 7). Так, если молекула имеет форму правильного тетраэдра с атомом углерода в центре, то в случае молекулы H 3 N можно считать, что одна из вершин тетраэдра занята несвязывающей электронной парой и молекула имеет форму тригональной пирамиды. В молекуле H 2 O две вершины тетраэдра заняты электронными парами, а сама молекула имеет угловую V- образную форму.

тетраэдр тригональная угловая

тип АВ 4 пирамида тип АВ 2 (А 2 В)

СН 4 тип АВ 3 NH 3 H 2 O

Полярности связи. Связь между атомами разных электронов всегда более или менее полярна. Это обусловливается различием размеров и электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода HCl связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра.

Таблица 7

Пространственная конфигурация молекул ABn

Тип гибри-диза-ции	Число электронных пар атома A	Тип моле-кулы	Пространст-венная конфигу- рация	Примеры
Связыва-ющих	Несвязывающих
sp			AB 2	линейная	BeCl 2 (г) CO 2
sp 2			AB 3 AB 2	треугольная угловая	BCl 3 , CO O 3
sp 3			AB 4	тетраэдрическая	CCl 4 , BH ,NH
			AB 3 AB 2	тригональнопермидальная угловая	H 3 N, H 3 P H 2 O
sp 3 d 1			AB 5	тригонально-бипирамидальная	PF 5 , SbCl 5

Иными словами, атом водорода в HCl поляризован положительно, а атом хлора отрицательно; на атоме водорода возникает положительный заряд, а на атоме хлора – отрицательный. Этот заряд d - называют эффективным, его можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным, эф-

фективный заряд на атоме водорода молекулы HCl составляет d H = +0,2 , а на атоме хлора d Cl = -0,2 абсолютного заряда электрона.

Таким образом, по степени смещения (поляризации) связующего электронного облака связь может быть неполярной, полярной или ионной. Неполярная и ионная связи представляют собой крайние случаи полярной связи.

Неполярные и полярные молекулы. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т.е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и –q ), находящихся на некотором расстоянии l друг от друга, которое называется длинной диполя. Полярность молекулы, как и полярность связи оценивают величиной ее дипольного момента обозначаемого m

m = l· q,

где l – длина диполя, q – величина электрического заряда.

l имеет значение порядка диаметра атома, т.е. 10 -8 см , а заряд электрона 4,8∙10 -10 эл. ст. ед., поэтому m выражается величиной порядка 10 -18 эл. ст. ед.∙см. Эту величину называют единицей Дебая и образуют буквой D . В системе единиц СИ m измеряется в кулон - метрах (К∙м); 1 D = 0,33∙10 -29 К∙м.

Значения дипольного момента ковалентных молекул лежат в пределах 0-4 D , ионных 4-11 D .

Дипольный момент молекулы представляет собой векторную сумму дипольных моментов всех связей и несвязанных электронных пар в молекуле. Результат сложения зависит от структуры молекулы. Например, молекула CO 2 , за счет sp гибридизации орбиталей атома углерода, имеет симметрическое линейное строение.

(m = 1,84 D или 0,61∙10 -29 К∙М)

Отсутствие дипольного момента свидетельствует о высоко симметричной структуре молекулы, наличие дипольного момента и его величина определяют несимметричность молекулы.

Поляризуемость связи. Для характеристики реакционной способности молекул важно знать не только исходное распределение электронной плотности, но и легкость, с которой оно изменится. Мерой последней служит поляризуемость связи – ее способность становиться полярной (или более полярной) в результате действия на нее электрического поля.

В результате поляризации может произойти полный разрыв связи с переходом связывающей электронной пары к одному из атомов с образованием отрицательного и положительного ионов. Асимметричный разрыв связи с образованием разноименных ионов называется гетеролитическим.

гомолитический гетеролитический

разрыв разрыв

(диссоциация) (ионизация)

Гетеролитический разрыв отличается от разрушения связи при распаде молекулы на атомы и радикалы. В последнем случае разрушается связывающая электронная пара и процесс называется гомолитическим. В соответствии со сказанным следует различать процесс диссоциации и процесс ионизации; в случае HCl первый наблюдается при его термическом распаде на атомы, второй – при распаде на ионы в растворе.

Под действием внешнего электрического поля молекула поляризуется, т.е. в ней происходит перераспределение зарядов и молекула приобретает новое значение дипольного момента. При этом неполярные молекулы могут превратиться в полярные, а полярные становятся еще более полярными. Иначе говоря, под действием внешнего электрического поля в молекулах индуцируется диполь, называемый наведенным или индуцированным, которые существуют лишь при действии внешнего электрического поля.

Содержание статьи

ХИМИЯ, наука о химических элементах, их соединениях и превращениях, происходящих в результате химических реакций. Она изучает, из каких веществ состоит тот или иной предмет; почему и как ржавеет железо, и почему олово не ржавеет; что происходит с пищей в организме; почему раствор соли проводит электрический ток, а раствор сахара – нет; почему одни химические изменения происходят быстро, а другие – медленно. Главная задача химии – выяснение природы вещества, главный подход к решению этой задачи – разложение вещества на более простые компоненты и синтез новых веществ. Используя этот подход, химики научились воспроизводить множество природных химических субстанций и создавать материалы, не существующие в природе. На химических предприятиях уголь, нефть, руды, вода, кислород воздуха превращаются в моющие средства и красители, пластики и полимеры, лекарства и металлические сплавы, удобрения, гербициды и инсектициды и т.д. Живой организм тоже можно рассматривать как сложнейший химический завод, на котором тысячи веществ вступают в точно отрегулированные химические реакции.

ЭЛЕМЕНТЫ И СОЕДИНЕНИЯ

Элементы

Исследование сложного вещества начинается с попыток разложить его на более простые. Простейшая форма материи, в которой сохраняется определенная совокупность физических и химических свойств, называется химическим элементом. Химические элементы – это частицы вещества, представляющие собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Водород, кислород, хлор, натрий, железо – все это элементы. Элемент нельзя разложить на более простые составляющие обычными методами: с помощью тепла, света, электричества или под действием другого вещества. Для этого нужны колоссальное количество энергии, специальное оборудование (например, ускоритель частиц) или высокие температуры, сравнимые с температурами в недрах Солнца. Из 109 известных элементов в природе существует девяносто два элемента, остальные получены искусственно. Все они систематизированы в периодической таблице элементов, где каждому элементу соответствует свой порядковый номер, называемый атомным номером (см . ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ; . В табл. 1 перечислены первые 103 элемента в алфавитном порядке. Из этого ограниченного набора элементов и состоят миллионы химических веществ.

Таблица 1. АТОМНЫЕ МАССЫ ЭЛЕМЕНТОВ

Элемент	Символ	Атомный номер	Атомная масса
Азот	N	7	14,0067
Актиний	Ac	89	(227)
Алюминий	Al	13	26,98154
Америций	Am	95	(243)
Аргон	Ar	18	39,948
Астат	At	85	(210)
Барий	Ba	56	137,33
Бериллий	Be	4	9,01218
Берклий	Bk	97	(247)
Бор	B	5	10,811
Бром	Br	35	79,904
Ванадий	V	23	50,9415
Висмут	Bi	83	208,9804
Водород	H	1	1,0079
Вольфрам	W	74	183,85
Гадолиний	Gd	64	157,25
Галлий	Ga	31	69,723
Гафний	Hf	72	178,49
Гелий	He	2	4,0026
Германий	Ge	32	72,59
Гольмий	Ho	67	164,9304
Диспрозий	Dy	66	162,50
Европий	Eu	63	151,96
Железо	Fe	26	55,847
Золото	Au	79	196,9665
Индий	In	49	114,82
Иод	I	53	126,9045
Иридий	Ir	77	192,22
Иттербий	Yb	70	173,04
Иттрий	Y	39	88,9059
Кадмий	Cd	48	112,41
Калий	K	19	39,0983
Калифорний	Сf	98	(251)
Кальций	Ca	20	40,078
Кислород	O	8	15,9994
Кобальт	Co	27	58,9332
Кремний	Si	14	28,0855
Криптон	Kr	36	83,80
Ксенон	Xe	54	131,29
Кюрий	Cm	96	(247)
Лантан	La	57	138,9055
Лоуренсий	Lr	103	(260)
Литий	Li	3	6,941
Лютеций	Lu	71	174,967
Магний	Mg	12	24,305
Марганец	Mn	25	54,9380
Медь	Cu	29	63,546
Менделевий	Md	101	(258)
Молибден	Mo	42	95,94
Мышьяк	As	33	74,9216
Натрий	Na	11	22,98977
Неодим	Nd	60	144,24
Неон	Ne	10	20,179
Нептуний	Np	93	237,0482
Никель	Ni	28	58,69
Ниобий	Nb	41	92,9064
Нобелий	No	102	(259)
Олово	Sn	50	118,710
Осмий	Os	76	190,2
Палладий	Pd	46	106,42
Платина	Pt	78	195,08
Плутоний	Pu	94	(244)
Полоний	Po	84	(209)
Празеодим	Pr	59	140,9077
Прометий	Pm	61	(145)
Протактиний	Pa	91	231,0359
Радий	Ra	88	226,0254
Радон	Rn	86	(222)
Рений	Re	75	186,207
Родий	Rh	45	102,9055
Ртуть	Hg	80	200,59
Рубидий	Rb	37	85,4678
Рутений	Ru	44	101,07
Самарий	Sm	62	150,36
Свинец	Pb	82	207,2
Селен	Se	34	78,96
Сера	S	16	32,066
Серебро 2)	Ag	47	107,8682
Скандий	Sc	21	44,9559
Стронций	Sr	38	87,62
Сурьма	Sb	51	121,75
Таллий	Tl	81	204,383
Тантал	Ta	73	180,9479
Теллур	Te	52	127,60
Тербий	Tb	65	158,9254
Технеций	Tc	43
Титан	Ti	22	47,88
Торий	Th	90	232,0381
Тулий	Tm	69	168,9342
Углерод	C	6	12,011
Уран	U	92	238,0289
Фермий	Fm	100	(257)
Фосфор	P	15	30,97376
Франций	Fr	87	(223)
Фтор	F	9	18,998403
Хлор	Cl	17	35,453
Хром	Cr	24	51,9961
Цезий	Cs	55	132,9054
Церий	Ce	58	140,12
Цинк	Zn	30	65,39
Цирконий	Zr	40	91,224
Эйнштейний	Es	99	(252)
Эрбий	Er	68	167,26
1) В расчете на атомную массу изотопа углерода 12 С, равную 12,0000. В круглых скобках указано массовое число наиболее долгоживущего нуклида. 2) См. также АТОМНАЯ МАССА.

Соединения

Элементы, соединяясь друг с другом, образуют сложные вещества – химические соединения. Соль, вода, ржавчина, каучук – это примеры соединений. Соединение состоит из элементов, но обычно по своим свойствам и внешнему виду не напоминает ни один из них. Так, ржавчина образуется при взаимодействии газа – кислорода с металлом – железом, а сырьем для получения многих волокон служат уголь, вода и воздух. Именно индивидуальность свойств – одна из черт, отличающих соединение от простой смеси. Другая, и наиболее важная, характеристика соединения заключается в том, что элементы всегда соединяются между собой в определенных массовых соотношениях. Например, вода состоит из 2,016 массовых частей водорода и 16,000 массовых частей кислорода. Массовое соотношение между водородом и кислородом в водах Волги и льдах Антарктики одинаково и равно 1:8. Иными словами, каждое химическое соединение имеет вполне определенный состав, т.е. всегда содержит одни и те же элементы в одних и тех же массовых соотношениях. Это один из основных химических законов – закон постоянства состава.

Многие элементы образуют несколько соединений. Так, помимо воды известно еще одно соединение водорода и кислорода – пероксид водорода, который состоит из 2,016 частей водорода и 32 частей кислорода. Здесь водород и кислород находятся в массовом соотношении 1:16, что ровно вдвое отличается от их соотношения в воде. Этот пример иллюстрирует закон кратных соотношений: если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым количеством другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Атомы и молекулы

Понятия атомов и молекул – основные в химии. Атом – это мельчайшая частица элемента, обладающая всеми его свойствами, а молекула – мельчайшая частица соединения, обладающая его свойствами и способная к самостоятельному существованию. Атомистическая идея восходит к 6–5 вв. до н.э. и принадлежит древнегреческим философам Левкиппу и его ученику Демокриту. По их представлениям, вещество состоит из мельчайших неделимых частиц – атомов, созданных из одного и того же первичного материала. Правда, ни один из этих философов не определил, что это за материал. Впоследствии атомную теорию развил другой греческий философ, Эпикур (4–3 вв. до н.э.). Он утверждал, что атомы обладают весом и перемещаются в горизонтальном и вертикальном направлениях, взаимодействуя друг с другом. Аналогичные идеи высказывал римский поэт Лукреций в 1 в. до н.э., наблюдавший за пылинками, которые танцуют в солнечном луче. Наконец, в 1804–1810 английский химик и физик Дж.Дальтон разработал атомную теорию, которая включала законы кратных соотношений и постоянства состава. Однако убедительные доказательства существования атомов были получены только в 20 в. Когда Лукреций утверждал, что пылинки подталкиваются невидимыми потоками движущихся атомов, он был не так уж далек от истины: их танец действительно могут вызывать воздушные течения, но даже в неподвижном воздухе частички пыли или дыма находятся в постоянном движении. Этот эффект называют броуновским движением . Спустя два тысячелетия после Лукреция французский ученый Ж.Перрен, вооруженный микроскопом и математической теорией, изучил случайные блуждания суспендированных частичек краски и рассчитал число невидимых молекул, чьи удары заставляли их двигаться. После того, как атомы и молекулы удалось сосчитать, само их существование стало гораздо более убедительным.

Строение атома

Согласно современным представлениям, атом содержит центральное ядро, размеры которого очень малы по сравнению с атомом в целом. Ядро несет положительный электрический заряд и окружено диффузной оболочкой (облаком) из отрицательно заряженных электронов, которая и определяет размер атома. Диаметр атома – ок. 10 –8 см, диаметр ядра в 10 000 раз меньше и равен примерно 10 –12 см. У простейшего из атомов – атома водорода – в ядре всего одна частица – протон. Ядро атомов других элементов содержит более одного протона, а также нейтроны – частицы, близкие к протонам по массе, но не имеющие электрического заряда. Заряд ядра называют его атомным (или порядковым) номером. Атомный номер равен числу протонов в ядре и определяет химическую природу элемента. Так, атом с зарядом ядра +26 содержит 26 протонов в ядре и представляет собой элемент железо. Ядро атома железа окружают 26 электронов, поэтому атом в целом электронейтрален.

Суммарное число протонов и нейтронов в ядре называют массовым числом, поскольку в этих частицах сосредоточена практически вся масса атома. Число нейтронов, содержащихся в ядрах атомов данного элемента, в отличие от числа протонов, может варьировать. Атомы одного элемента, ядра которых содержат разное число нейтронов, называют изотопами. Слово «изотоп» греческого происхождения; оно означает «одно и то же место» – разные изотопы элемента занимают одну и ту же позицию в периодической таблице Менделеева ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ) и обладают очень близкими химическими свойствами. Так, у водорода (массовое число 1) есть изотоп дейтерий, в ядре которого один протон и один нейтрон (массовое число соответственно равно 2). Оба изотопа вступают в одни и те же химические реакции, но не всегда одинаково легко.

Термин «атомная масса» означает массу атома элемента, выраженную в единицах массы атома изотопа углерода 12 С, которую принято считать равной его массовому числу – 12,0000 (атомная масса изотопа близка к его массовому числу, но не равна ему, поскольку при образовании атомного ядра часть массы теряется в виде энергии). До 1961 атомные массы элементов определяли относительно среднего массового числа для смеси изотопов кислорода, равного 16,0000. Атомная масса элемента, существующего в природе в виде смеси изотопов, – это средняя величина атомных масс всех изотопов с учетом их распространенности в природе . Молекулярная масса равна сумме масс атомов элементов, составляющих молекулу. Например, мол. масса воды равна сумме 2 · 1,008 (два атома водорода) + 16,0000 (один атом кислорода), т.е. 18,016.

Электронное облако

Физические и химические свойства атомов, а следовательно, и вещества в целом во многом определяются особенностями электронного облака вокруг атомного ядра. Положительно заряженное ядро притягивает отрицательно заряженные электроны. Электроны вращаются вокруг ядра так быстро, что точно определить их местонахождение не представляется возможным. Движущиеся вокруг ядра электроны можно сравнить с облаком или туманом, в одних местах более или менее плотным, в других – совсем разреженным. Форму электронного облака, а также вероятность нахождения электрона в любой его точке можно определить, решив соответствующие уравнения квантовой механики . Области наиболее вероятного нахождения электронов называют орбиталями. Каждая орбиталь характеризуется определенной энергией, и на ней может находиться не более двух электронов. Обычно вначале заполняются ближайшие к ядру самые низкоэнергетические орбитали, затем орбитали с более высокой энергией и т.д.

Совокупность электронных орбиталей с близкой энергией образует слой (т.е. оболочку, или энергетический уровень). Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра атома: 1, 2, 3, ... . Чем дальше от ядра, тем просторнее слои и тем больше орбиталей и электронов они могут вместить. Так, на n -м уровне n 2 орбиталей, и на них могут располагаться до 2n 2 электронов. У известных элементов электроны находятся только на первых семи уровнях, и лишь первые четыре из них бывают заполненными.

Существует четыре типа орбиталей, их обозначают s, p, d и f. На каждом уровне (слое) имеется одна s-орбиталь, которая содержит наиболее прочно связанные с ядром электроны. За ней следуют три p-орбитали, пять d-орбиталей и, наконец, семь f-орбиталей.

s-Орбитали имеют форму сферы, p – форму гантели или двух соприкасающихся сфер, у d-орбиталей – 4 «лепестка», а у f-орбиталей – 8. В разрезе эти орбитали выглядят примерно так, как показано на рисунке.

Три р -орбитали ориентированы в пространстве вдоль осей прямоугольной системы координат и обозначаются соответственно p x , p y и p z ; d - и f -орбитали тоже располагаются под определенными углами друг к другу; сферические s -орбитали пространственной ориентации не имеют.

Каждый следующий элемент в периоде имеет атомный номер, на единицу превышающий номер предыдущего элемента, и содержит на один электрон больше. Этот дополнительный электрон занимает следующую орбиталь в порядке возрастания. Нужно иметь в виду, что электронные слои диффузны и энергия у некоторых орбиталей наружных слоев ниже, чем у внутренних. Поэтому, например, сначала заполняется s -орбиталь четвертого уровня (4s -орбиталь), и только после нее завершается заполнение 3d -орбитали. Порядок заполнения орбиталей, как правило, следующий: 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s . В записи, которую используют для представления электронной конфигурации элемента, верхний индекс при букве, обозначающей орбиталь, указывает число электронов на этой орбитали. Например, запись 1s 2 2s 2 2p 5 означает, что на 1s -орбитали атома находится два электрона, на 2s -орбиталях – два, на 2р – пять электронов. Нейтральные атомы, имеющие на внешней электронной оболочке 8 электронов (т.е. заполнены s - и р -орбитали), настолько стабильны, что практически не вступают ни в какие химические реакции. Таковы атомы инертных газов. Электронная конфигурация гелия 1s 2 , неона – 2s 2 2p 6 , аргона – 3s 2 3p 6 , криптона – 4s 2 3d 10 4p 6 , ксенона – 5s 2 4d 10 5p 6 и, наконец, радона – 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 .

Металлы и неметаллы

Почти все металлы – твердые блестящие вещества, они хорошо проводят электрический ток, ковкие и пластичные, с помощью литья из них можно получать изделия практически любой формы. Многие неметаллы – газы; твердые же неметаллы, как правило, хрупкие, иногда прозрачные и не проводят электричества. Различия в свойствах металлов и неметаллов становятся понятными, если знать строение их атомов, их электронную конфигурацию. Внешняя электронная оболочка атомов металлов заполнена меньше чем наполовину, поэтому, вступая в химические реакции, все металлы стремятся избавиться от внешних электронов, приобретая стабильную электронную конфигурацию. Таким образом, они склонны образовывать положительные ионы. Именно эти внешние (подвижные) электроны отвечают за электропроводность металлов, а также за их механические свойства. Напротив, внешняя электронная оболочка атомов неметаллов практически заполнена. К неметаллам, в частности, относятся инертные газы, у которых на внешней электронной оболочке максимальное число электронов: у гелия два, у остальных восемь. В химических реакциях неметаллы либо присоединяют электроны, превращаясь в отрицательные ионы, либо образуют ковалентную связь.

Один валентный электрон
(группа 1,
щелочные металлы)

Два валентных электрона
(группа 2, щелочноземельные металлы)

Шесть валентных электронов (группа 6, халькогены)

Семь валентных электронов (группа 7, галогены)

Водород

Н+)

Бериллий

Ве2+

Кислород

O2–

Водород

H–)

Литий

Li+

Магний

Mg2+

Сера

S2–

Фтор

F–

Натрий

Na+

Кальций

Ca2+

Селен

Se2–

Хлор

Cl–

Калий

К+

Стронций

Sr2+

Теллур

Te2–

Бром

Br–

Рубидий

Rb+

Барий

Ва2+

Полоний

Po2–

Иод

I–

Цезий

Cs+

ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ, ФОРМУЛЫ И УРАВНЕНИЯ

Элементы, не обладающие стабильной электронной конфигурацией инертных газов, стремятся приобрести ее, вступая в химические реакции. Атомы, которым до стабильной конфигурации не хватает незначительного числа электронов или, напротив, у которых имеется небольшой их избыток, обычно образуют электрически заряженные частицы – ионы. Положительно заряженные ионы (образующиеся при потере электронов) называют катионами, отрицательно заряженные ионы (образующиеся при приобретении электронов) – анионами. Заряд ионов редко превышает 3, т.е. атомы редко теряют или приобретают более трех электронов. Атом натрия (см. схему ), соединяясь с атомом хлора, теряет один наружный электрон и превращается в катион, а атом хлора приобретает этот электрон и становится анионом. Их внешние электронные оболочки становятся заполненными и содержат по восемь электронов. Катион и анион притягиваются, образуя хлорид натрия.

Электроны внешней оболочки, участвующие в образовании химических связей, называют валентными. (Валентность элемента равна числу связей, которые он способен образовать.) Некоторые элементы и их валентные электроны перечислены в приведенной выше таблице. В ней также указаны атомные номера элементов и наиболее распространенные ионы. Элементы, имеющие одинаковую электронную конфигурацию внешних оболочек и обладающие сходными физическими и химическими свойствами, объединены в периодической системе элементов в группы от I до VIII, причем номер группы совпадает с числом валентных электронов.

Периодическая система элементов помогает понять, чем объясняется сходство элементов, принадлежащих данной группе, и почему эти элементы все-таки отличаются друг от друга. Открытие периодического закона и публикация периодической системы русским химиком Д.И.Менделеевым в 1869 явились важнейшим этапом в систематизации свойств известных и предсказании еще неоткрытых химических элементов.

Ионная связь

Противоположно заряженные ионы притягиваются друг к другу и сближаются, но лишь до определенного предела. Когда расстояние между ионами становится слишком мало, их электронные облака начинают отталкиваться, и дальнейшее сближение становится невозможно. Таким образом, есть определенное расстояние, на котором ионная пара наиболее стабильна. Его называют длиной ионной связи. Пространственное расположение заряженных частиц в веществе, имеющем ионный характер состояния, строго упорядоченно. В качестве примера ионных соединений можно привести обычную поваренную соль NaCl, в которой ион натрия Na + связан с ионом хлора Cl – , или хлорид кальция CaCl 2 с соотношением между ионами кальция Са 2+ и хлорид-ионами Cl – 1:2. Как NaCl, так и CaCl 2 электрически нейтральны.

Ковалентная связь

Другой распространенный тип связи – ковалентная связь – возникает, когда два атома обобществляют одну (или более) пару электронов. При образовании ковалентной связи атомы удерживаются вместе электростатическим притяжением ядер к общей электронной паре, в отличие от ионной связи, в основе которой лежит электростатическое притяжение между самими ионами. Ковалентные связи обычно образуются в тех случаях, когда ядра атомов притягивают электроны примерно с одинаковой силой. Такая связь существует, например, в молекуле хлора (см. схему ). Есть удобное правило для определения типа связи между атомами двух элементов: если один элемент находится в левой части периодической таблицы, а другой – в правой, то связь между ними будет ионной (см . элементы, перечисленные в приведенной выше таблице).

Если валентные электроны обозначить точками, то различие между двумя типами связи станет более наглядным:

Соединения типа LiF, BeO или BeF 2 ионные. Соединения, молекулы которых состоят из элементов – соседей по периодической таблице, как правило, ковалентные (CO 2 , CF 4 , NO 2 , N 2 , O 2 , F 2). Правда, некоторые металлы образуют как ионные, так и ковалентные соединения.

Два атома могут иметь две или даже три общие электронные пары, образуя двойную или тройную связь:

Полярная связь

Между чисто ковалентной (Cl 2) и чисто ионной (LiF) связями есть еще одна, промежуточная. Она образуется, когда разные атомы притягивают общую электронную пару с неодинаковой силой. Способность атома оттягивать на себя электроны, участвующие в образовании химической связи, называется электроотрицательностью. Между атомами с существенно разной электроотрицательностью образуется чисто ионная связь; по мере уменьшения различий в электроотрицательности связь приобретает ковалентную «компоненту» и, наконец, становится чисто ковалентной. Электроотрицательность атомов хлора в молекуле Cl 2 одинакова, поэтому связь между ними ковалентная. Связь Н–О в молекуле воды имеет в некоторой степени ионный характер, поскольку кислород более электроотрицателен, чем водород, и оттягивает на себя электронную пару. Такие связи называют полярными, причем полярность связи возрастает по мере увеличения ее ионного характера.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ (ШКАЛА ПОЛИНГА)
H
2,1
Li	Be	B	C	N	O	F
1,0	1,5	2,0	2,5	3,0	3,5	4,0
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
0,9	1,2	1,5	1,8	2,1	2,5	3,0
K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br
0,8	1,0	1,6	1,8	2,0	2,4	2,8
Rb						I
0,8						2,5
Cs
0,7

Степень окисления

Полярность связи Н–О иллюстрирует концепцию окисления (полной или частичной отдачи электронов), весьма полезную для наглядной иллюстрации картины распределения обобществленных электронов для механизма некоторых химических реакций. Атом кислорода сильнее притягивает общую электронную пару, поэтому можно сказать, что он как бы приобретает один лишний электрон за счет атома водорода. Обычно атом кислорода образует две связи, как в молекуле Н 2 О, следовательно, притягивает к себе два электрона и обладает степенью окисления –2. Поскольку атом водорода как бы теряет один электрон, его степень окисления +1. Степень окисления кислорода отличается от –2 в соединениях, называемых пероксидами, например в пероксиде водорода Н 2 О 2 . Здесь каждый атом кислорода делит один электрон с другим атомом и принимает от атома водорода один электрон. Поэтому степень окисления кислорода в пероксиде водорода –1. Степень окисления отдельного атома или молекулы (Mg, Cl 2 , O 2) равна нулю. В нейтральном соединении сумма степеней окисления всех атомов равна нулю, в заряженном – суммарному заряду.

Эти правила позволяют вычислить степень окисления атома в каждом конкретном соединении. В молекуле SO 2 два атома кислорода в сумме дают степень окисления –4, а поскольку суммарная степень окисления молекулы должна равняться нулю, то степень окисления S равна +4. В анионе SO 4 2– степень окисления серы +6, а в H 2 S она равна –2. Более электроотрицательному элементу приписывают знак минус.

Формулы

Поскольку количества атомов в молекуле относятся между собой как небольшие целые числа, состав молекулы можно представить, используя символы химических элементов и цифры, показывающие число атомов каждого элемента. Так, молекула воды, которая состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода, имеет формулу Н 2 О; пероксид водорода, в молекуле которого по два атома каждого элемента, – Н 2 О 2 . Формула оксида углерода – СО, диоксида – СО 2 , поскольку в молекулах этих соединений содержатся соответственно один атом углерода и один атом кислорода или один атом углерода и два атома кислорода. Формула FeSO 4 отвечает сульфату железа(II); в молекуле этого соединения по одному атому железа и серы и четыре атома кислорода. Совокупность атомов, образующих определенную группу, обычно характеризуют одним словом. Например, SO 4 2– – это сульфатная группа, она входит в состав таких соединений, как сульфат алюминия Al 2 (SO 4) 3 и сульфат железа(III) Fe 2 (SO 4) 3 . Другой пример – нитратная группа NO 3 – , входящая в состав нитрата аммония NH 4 NO 3 .

Ионы изображают, добавляя к символу элемента или группы знак «+» или «–». Например, Na + – это ион натрия, Cl – – хлорид-ион, SO 4 2– – сульфат-ион, Fe 2+ – ион железа(II), Fe 3+ – ион железа(III). Последние два иона получены из атома железа удалением двух и трех электронов соответственно.

Структурные формулы

наглядно показывают, из каких атомов состоят молекулы и какими связями они соединены; общие электронные пары или ковалентные связи обозначают черточками. В качестве примера рассмотрим этиловый спирт. Его обычная химическая формула С 2 Н 5 ОН. Такую же формулу имеет другое соединение – диметиловый эфир, и различие между этими соединениями можно увидеть, только записав их структурные формулы:

Конечно, такие формулы занимают больше места, чем обычные (CH 3 –CH 2 –OH и СН 3 –О–СН 3 или С 2 Н 5 ОН и СН 3 ОСН 3). Поэтому в структурных формулах циклических соединений углерода химические символы часто опускают, изображая только кольцо из связей между атомами углерода. Ниже представлены полная структурная формула бензола (слева ) и бензольное кольцо (справа ):

Уравнения

Химические реакции можно представить в виде уравнений; при этом химические формулы реагентов находятся в левой части, продуктов реакции – в правой, а между ними стоит знак равенства (=), однонаправленная (→) или двунаправленная ↔ стрелка или двойные стрелки . Знак равенства означает, что из данных веществ образуются другие, а двунаправленная стрелка или двойные стрелки указывают, что реакция может протекать в обоих направлениях и между реагентами и продуктами устанавливается динамическое равновесие. Одинарная стрелка иногда заменяет знак равенства, но чаще означает, что реакция идет только в одном направлении. Таким образом, уравнение 2Cl Cl 2 говорит о том, что два атома хлора, соединяясь, образуют молекулу и реакция может протекать в обратном направлении. На эту реакцию, как и на многие другие, влияют условия, в которых ее проводят, например температура. В реакции 2Cl Cl 2 молекула хлора образуется при комнатной температуре, а атомарный хлор – при более высокой. Иногда эти условия указывают над стрелкой. Так, вместо приведенной выше реакции можно записать:

Если реакционную смесь нагревают, то над стрелкой иногда ставят греческую букву дельта, D . Физическое состояние реагентов и продуктов реакции указывают буквами г., ж., тв., водн., что означает соответственно газ, жидкость, твердое тело, водный раствор. Таким образом, уравнение

показывает, что при нагревании водного раствора бикарбоната кальция образуются твердый осадок карбоната кальция, газообразный диоксид углерода и вода (в виде паров или жидкости в зависимости от температуры).

Сбалансированные уравнения

Реакцию между серной кислотой и гидроксидом натрия с образованием сульфата натрия и воды можно записать в виде NaOH + H 2 SO 4 = H 2 O + Na 2 SO 4 . В действительности это уравнение не точное, поскольку число атомов одного и того же элемента в обоих частях равенства должно быть одинаковым, здесь же в левой части один атом натрия, а справа – два. Чтобы уравнять число атомов Na, перед NaOH нужно поставить коэффициент 2; аналогичным образом следует уравнять число атомов водорода и кислорода. В результате уравнение примет вид

Подобные процедуры необходимо проводить до того, как уравнение будет использоваться для каких-либо вычислений.

Ионные уравнения

Многие вещества в растворе диссоциируют на ионы, которые могут вступать в химические реакции. В качестве примера рассмотрим приведенную выше реакцию между растворенными в воде гидроксидом натрия и серной кислотой. Реакция, записанная в ионной форме, будет иметь вид

Ионизация воды здесь не показана. Отметим, что число ионов натрия и сульфат-ионов не изменяется, взаимодействуют только гидроксильные ионы и ионы водорода, поэтому суммарную реакцию можно записать в виде

Массовые соотношения

Зная химическую формулу соединения и атомные массы, можно найти соотношения между массами элементов, входящих в состав соединения. Рассмотрим соединение Fe 2 O 3 – оксид железа(III), обычную ржавчину. Найдем в периодической таблице атомные массы элементов и сложим их:

Доля железа в оксиде железа(III) составляет 111,6940/159,6922 = 0,6994, или 69,94%. 159,6922 – это мол. масса оксида железа(III).

Распространив этот принцип на химические уравнения, можно рассчитать, какое количество каждого из реагентов необходимо взять для того, чтобы по завершении реакции ни один из них не остался неизрасходованным, а также оценить, сколько разных продуктов образуется в ходе реакции. Так, в реакции окисления железа

4·55,8470 = 223,3880 г железа взаимодействуют с 6·15,9994 = 95,9964 г кислорода, образуя 319,3844 г оксида железа(III). Зная количество железа, всегда можно рассчитать массу образовавшегося из него оксида.

Объемы газов и химические реакции

При постоянных давлении и температуре объемы реагирующих друг с другом газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа (закон Гей-Люссака). Эти отношения равны коэффициентам соответствующего химического уравнения. Рассмотрим, например, горение метана СН 4 , основного компонента природного газа. Как следует из уравнения реакции СН 4 + 2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О, для поддержания горения одного объема метана требуются два объема кислорода, а в результате образуются один объем диоксида углерода и два объема воды. Все объемы, конечно, приведены к одинаковым температуре и давлению.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Рассмотрим некоторые физические свойства вещества: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, кристаллическую структуру, электропроводность.

Агрегатное состояние

вещества определяется силой притяжения между составляющими его молекулами и температурой. В твердом теле молекулы достаточно сильно сцеплены друг с другом и их движение ограничивается колебаниями относительно фиксированных положений. С повышением температуры энергия молекул увеличивается, колебания становятся все более интенсивными, и в конце концов молекулы приобретают достаточно энергии, чтобы совершать поступательные движения. При этом твердое вещество плавится (если межмолекулярное взаимодействие остается достаточно сильным) или, сублимируясь, превращается в газ, молекулы которого движутся хаотически.

Температура плавления

(затвердевания) – это температура, при которой твердое вещество превращается в жидкость (или жидкость превращается в твердое вещество). Температура плавления воды равна 0° С (по шкале Цельсия) или 32° F (по шкале Фаренгейта). Поскольку при плавлении объем тела меняется незначительно, давление мало влияет на температуру плавления. Однако именно под действием высокого давления, оказываемого полозом конька, лед расплавляется, и спортсмен легко скользит по нему.

Температура кипения

– это температура, при которой жидкость превращается в пар (газ). Она зависит от давления, поэтому в горах вода кипит при более низкой температуре, чем на уровне моря. Температура кипения воды при давлении 760 мм рт. ст. («стандартном» давлении, примерно равном давлению на уровне моря) составляет 100° С (или 212° F).

Кристаллические и аморфные вещества

Твердые вещества бывают аморфными и кристаллическими. У аморфных молекулы расположены случайным образом. В качестве примера аморфного вещества можно привести стекло. Как и другие подобные вещества, стекло не имеет определенной температуры плавления: при нагревании оно постепенно размягчается, пока, наконец, не становится жидким. Напротив, молекулы (или ионы) кристаллических веществ расположены строго упорядоченно. К кристаллическим веществам относятся песок, поваренная соль, сахар, алмаз, графит и т.п. Все они плавятся при определенной температуре (если только при нагревании не претерпевают никаких химических изменений, как это случается с сахаром). Многие ионные соединения (например, поваренная соль NaCl) образуют кристаллы, в которых каждый ион окружен противоположно заряженными ионами; в результате нельзя сказать, что какая-то конкретная пара ионов образует молекулу.

Вследствие взаимного притяжения ионов в кристалле поваренной соли (NaCl) это вещество плавится при высокой температуре (801° С). Каждый ион NaCl окружен шестью ближайшими соседями, имеющими противоположный заряд. Элементарная ячейка кристалла поваренной соли – это куб, у которого по углам и в центре каждой грани расположены ионы натрия. Ячейка такого типа называется гранецентрированной кубической. Кубическую форму имеют и крупные кристаллы поваренной соли.

Кристаллическая решетка алмаза, в которой каждый атом углерода ковалентно связан с четырьмя соседними атомами, также характеризуется гранецентрированной кубической элементарной ячейкой. Алмаз – очень твердое вещество, имеющее высокую температуру перехода.

Совсем по-другому расположены атомы углерода в графите. Здесь они образуют слои, не очень прочно связанные друг с другом. Каждый слой «выстлан» шестиугольниками из углеродных атомов, аналогичными бензольному кольцу. Поскольку сцепление между слоями довольно слабое, графит мягкий. Слои легко скользят один относительно другого, благодаря чему графит является хорошим смазочным материалом. Разные кристаллические формы одного и того же элемента, такие, как графит и алмаз, называют аллотропами.

Вещества, молекулы которых удерживаются вместе слабыми силами притяжения, а не ковалентными или ионными связями, плавятся при относительно низких температурах, редко превышающих 400° С. Таково большинство органических соединений, а также ковалентные неорганические. В качестве примеров можно привести воду и бензол: температура их плавления значительно ниже комнатной.

Электропроводность

Металлы – прекрасные проводники электричества. Носителями электрического тока в них являются электроны, свободно «плавающие» в кристаллической решетке между ионами металла, занимающими фиксированное положение в узлах решетки. Эти электроны компенсируют взаимное отталкивание положительных ионов и стабилизируют всю структуру. Если к металлу приложить разность потенциалов, то электроны будут перемещаться к положительному полюсу и возникнет электрический ток.

НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ

К неорганическим относятся соединения всех химических элементов, за исключением большинства соединений углерода.

Кислоты, основания и соли

Кислотами называются соединения, которые в воде диссоциируют с высвобождением ионов водорода (Н +). Эти ионы определяют характерные свойства сильных кислот: кислый вкус и способность взаимодействия с основаниями. Основания – это вещества, которые в воде диссоциируют с высвобождением гидроксид-ионов (ОН –). Солями называют ионные соединения, образующиеся при взаимодействии кислот и оснований:

Номенклатура неорганических соединений

Номенклатура большинства распространенных неорганических соединений основана на следующих правилах.

Элементы

Названия металлов обычно кончаются на -ий (например, натрий, калий, алюминий, магний). Исключение составляют металлы, известные с древности и тогда же получившие свои названия. Это, например, железо, медь, золото. Названия неметаллов, как правило, кончаются на -ор (хлор, бор, фосфор), -од (водород, кислород, иод) или -он (аргон, неон). Зная названия элементов и наиболее распространенных ионов и используя приведенные ниже правила, можно дать название практически любому неорганическому соединению.

Кислоты

Названия кислот, молекулы которых не содержат кислорода, оканчиваются на водородная , например хлороводородная (HCl), бромоводородная (HBr), иодоводородная (HI).

Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления центрального элемента. Название той кислоты, в которой этот элемент имеет меньшую степень окисления, оканчивается на -истая , например азотистая (HNO 2), сернистая (H 2 SO 3), а бóльшую – на -ная , например азотная (HNO 3), серная (H 2 SO 4). На примере хлора рассмотрим случай, когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот. Их названия формируются следующим образом: хлорноватистая кислота, HClO; хлористая , HClO 2 ; хлорноватая , HClO 3 ; хлорная , HClO 4 . Степень окисления хлора здесь составляет +1, +3, +5 и +7 соответственно. Названия кислот, молекулы которых содержат разное количество воды, отличаются друг от друга приставками орто -, гипо -, пиро - и мета - (в порядке уменьшения содержания воды):

Положительно заряженные ионы

Названия этих ионов образуются следующим образом: после слова ион указывают название элемента и римскими цифрами – степень его окисления. Например, Cu 2+ – ион меди(II), Cu + – ион меди(I). Названия некоторых положительных ионов оканчиваются на -оний : аммоний, NH 4 + ; гидроксоний, H 3 O + .

Отрицательно заряженные ионы

Названия одноатомных отрицательно заряженных ионов (и соответственно солей), полученных из не содержащих кислорода кислот, оканчиваются на -ид : хлорид-ион, Cl – ; бромид-ион, Br – . Названия ионов (и соответственно солей), полученных из кислородсодержащих кислот, в которых центральный элемент имеет меньшую степень окисления, оканчиваются на -ит : сульфит, SO 3 2– ; нитрит, NO 2 – ; фосфит, PO 3 3– ; а бóльшую – на -ат : сульфат, SO 4 2– ; нитрат, NO 3 – ; фосфат, РО 4 3– . Названия ионов, полученных из частично нейтрализованных кислот, образуются прибавлением к названию иона слова кислый либо приставок гидро - или би -: гидрокарбонат (бикарбонат), HCO 3 – ; кислый сульфат, HSO 4 – .

Соли и ковалентные соединения

Для солей и ковалентных соединений используют названия ионов, которые в них входят: хлорид натрия, NaCl; гидроксид натрия, NaOH. Если элемент может иметь несколько степеней окисления, то после его названия римскими цифрами указывают степень окисления в данном соединении: сульфат железа(II), FeSO 4 ; сульфат железа(III), Fe 2 (SO 4) 3 . Если соединение образуют два неметалла, то для указания числа их атомов используют приставки ди -, три -, тетра -, пента - и т.д. Например, дисульфид углерода, CS 2 ; пентахлорид фосфора, PCl 5 , и т.д.

РАСТВОРЫ И РАСТВОРИМОСТЬ

Благодаря неравномерному распределению электрического заряда в молекулах, т.е. наличию у них отрицательных и положительных «полюсов» (если говорить более строго – дипольного момента), даже нейтральные в целом молекулы притягиваются друг к другу. Сила этого притяжения зависит от степени локализации заряда и определяет способность жидкостей растворять различные вещества. Как правило, полярные молекулы достаточно сильно притягиваются друг к другу; именно поэтому спирт и вода легко смешиваются. Взаимное притяжение неполярных молекул гораздо слабее. Примерами неполярных соединений служат тетрахлорид углерода CCl 4 и углеводороды, например бензол.

Растворимость

Растворение начинается с того, что молекулы растворителя «прокладывают себе путь» между молекулами растворяемого вещества. Это может происходить только в том случае, если силы притяжения между молекулами растворителя, с одной стороны, и растворителя и растворяемого вещества – с другой, примерно одинаковы. Отсюда следует правило растворимости: подобное растворяется в подобном (имеется в виду «подобное» по полярности). Вода и бензин не смешиваются, поскольку полярные молекулы воды сильно притягиваются друг к другу и молекулы углеводорода не могут проникнуть между ними. В то же время бензин легко смешивается с тетрахлоридом углерода, причем и тот, и другой служат хорошими растворителями для многих нерастворимых в воде неполярных веществ, таких, как жиры или парафины. Вода, в свою очередь, растворяет большинство ионных веществ, например поваренную соль или питьевую соду (гидрокарбонат натрия NaHCO 3), а также полярные неионные соединения, такие, как спирт, сахар (молекула которого содержит множество ОН-групп), крахмал и витамин С. Ни одно из этих веществ не растворяется ни в бензине, ни в других углеводородах.

При растворении ионных соединений в воде или других полярных растворителях ионы «вытягиваются» из кристаллической решетки силами притяжения молекул растворителя:

при этом они сольватируются, т.е. более или менее прочно связываются с молекулами растворителя (в уравнении это не отражено), так что, например, ионы натрия находятся в виде Na + (H 2 O) x . Хорошо растворимый в воде газ хлороводород тоже диссоциирует на ионы водорода и хлорид-ионы:

Молекулы воды притягивают ионы водорода, и образуются ионы гидроксония Н 3 О + . Менее полярные соединения (спирты или сахара и т.п.) в воде почти не диссоциируют.

Иногда вещество начинает растворяться в результате химической реакции, которая изменяет его свойства. Так, мрамор (или известняк СаСО 3) в чистой воде практически нерастворим, но растворяется в воде подкисленной:

СаСО 3 (тв.) + 2HCl (водн.) → CaCl 2 (водн.) + CO 2 (г.) + H 2 O (ж.)

Молекулы некоторых твердых веществ настолько прочно связаны друг с другом, что эти вещества не растворяются ни в одном растворителе, за исключением тех, с которыми взаимодействуют химически. В качестве примеров можно привести алмаз, графит, стекло и песок.

Влияние температуры и давления

Растворимость жидкостей и твердых веществ обычно увеличивается при повышении температуры, поскольку при этом возрастает энергия движения (кинетическая энергия) молекул и уменьшается их взаимное притяжение. Изменение давления мало влияет на растворимость, так как объем при растворении меняется незначительно.

Гораздо больше давление влияет на растворимость газов. Газ лучше растворяется при увеличении давления, под действием которого часть его молекул переходит в раствор. При повышении температуры растворимость газов снижается – кинетическая энергия молекул возрастает, они быстрее движутся и легче «вырываются» из растворителя.

Электролиты

Некоторые растворы, как и металлы, проводят электрический ток. В этом случае носителями заряда служат ионы. Вещества, раствор которых проводит электрический ток, носят общее название электролитов, не проводящие – неэлектролитов.

Концентрация

– это количество растворенного вещества, содержащееся в единице массы или объема раствора. Ее можно выразить в таких единицах, как, например, г/л (число граммов вещества в литре раствора). Иногда концентрацию измеряют в процентах. При этом необходимо указывать, какие проценты имеются в виду: весовые или объемные. Например, 10%-ный раствор спирта в воде – это раствор, содержащий 10 объемов спирта и 90 объемов воды (объемные проценты), а 10%-ный раствор хлорида натрия в воде – раствор, в котором на 10 массовых единиц вещества приходится 90 массовых единиц воды (массовые проценты). Когда количество растворенного вещества очень мало, используют единицу «миллионная доля» – одна часть растворенного вещества на миллион частей раствора (в англоязычной литературе ее обозначают ppm, в русской – м.д. или млн –1). Для описания химических реакций удобнее выражать концентрацию в виде числа молекул или ионов растворенного вещества на единицу объема раствора.

Моль

Моль – одна из семи основных единиц Международной системы единиц (СИ). Ее определяют как количество вещества, которое содержит столько же атомов, молекул или ионов, сколько 12 г изотопа углерода 12 С (см. выше ), а именно 6,022·10 23 (число Авогадро). Понятие моля позволяет подсчитать, сколько частиц (атомов или молекул) вещества содержится в том или ином его массовом количестве. Например, из определения моля следует, что 6 г изотопа углерода 12 С должны содержать 3,011·10 23 атомов. Кроме того, из определения атомной массы известно, что количество граммов любого элемента, численно равное его атомной массе, содержит число Авогадро атомов этого элемента. Таким образом, 4,0026 г гелия, 32,06 г серы и 200,59 г ртути содержат одинаковое число атомов соответствующего элемента, а именно 6,022·10 23 . Аналогично, для веществ, состоящих из молекул, моль вещества – это такое его количество, масса которого в граммах численно равна молекулярной массе вещества. Таким образом, моль хлора Cl 2 имеет массу 35,453·2 = 70,906 г, моль хлорида натрия NaCl – (22,9898 + 35,453) = 58,443 г, а моль ионов натрия Na + – 22,9898 г.

Молярность

Молярность – это концентрация вещества в растворе, выраженная в молях растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора. Так, децимолярный (сокращенно 0,1 М) раствор хлорида натрия содержит 0,1 моль (или 5,8443 г) NaCl в 1 л раствора.

Моляльность

Моляльность – это число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя. Так, 0,1-моляльный раствор хлорида натрия в воде содержит 0,1 моль (или 5,8443 г) NaCl в 1000 г Н 2 О. Эта единица используется реже, чем молярность.

Нормальность

Нормальность – это число эквивалентов вещества, содержащихся в 1 л раствора. Для систем, в которые входят кислоты, основания и соли, эквивалент – это количество вещества, которое расходуется при взаимодействии с 1 моль ионов водорода Н + . Например, при образовании моля сульфата натрия Na 2 SO 4 (1 моль = 142,0412 г) 1 моль серной кислоты теряет 2 моля Н + . Таким образом, 1 моль сульфата натрия содержит 2 эквивалента, и нормальность одномолярного раствора сульфата натрия равна двум (2 н.).

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ

Поведение идеальных газов описывают следующие законы: 1) при постоянной температуре изменение объема газа обратно пропорционально изменению давления (закон Бойля – Мариотта); 2) при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально изменению абсолютной температуры (закон Шарля – Гей-Люссака); 3) при постоянных температуре и давлении изменение объема прямо пропорционально изменению количества вещества (закон Авогадро). Эти законы можно представить в виде одного уравнения состояния идеального газа PV = nRT , где Р – давление газа (Па), V – его объем (м 3), Т – абсолютная температура (К), n – число молей газа, R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/K·моль (R = 0,08206 л·атм/К·моль, если P измеряют в атмосферах, V – в литрах, n – в молях, T – в кельвинах).

Если два газа смешать при постоянных температуре и давлении, то объем смеси будет равен сумме объемов газов, ее составляющих; при постоянном объеме давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь (закон парциальных давлений, установленный Дальтоном). Парциальное давление – это давление компонента идеальной газовой смеси, которое он оказывал бы, если бы один занимал объем всей смеси. Мольная доля одного из компонентов газовой смеси – это та часть всех молекул газа, которую составляют молекулы данного компонента. Для любого газа в смеси

Газы, поведение которых строго следует приведенному выше общему уравнению, называются идеальными. К ним близки инертные и другие газы, имеющие очень низкую температуру кипения (например, водород, кислород и азот). Газы с высокой температурой кипения, такие, как диоксид углерода, подчиняются законам идеальных газов весьма приближенно.

Представленные выше газовые законы основываются на допущении, что молекулы (или атомы) газа не имеют объема и не взаимодействуют друг с другом. Первое предположение не очень далеко от реальности, поскольку газ занимает значительно больший объем, чем жидкость такой же массы (объем жидкости есть мера объема ее молекул). Второе допущение тоже представляется разумным, поскольку, если бы молекулы газа достаточно сильно взаимодействовали, произошла бы конденсация. Если газ заключить в замкнутый сосуд, то его давление будет определяться энергией молекул, бомбардирующих стенки. Поскольку молекулы всех газов при одинаковой температуре обладают одинаковой кинетической энергией (температура – мера этой энергии), равные количества молекул будут оказывать одинаковое давление на стенки сосуда независимо от того, какому газу они принадлежат. А.Авогадро предположил, что занимаемый газом объем тоже определяется только числом молекул, а не их природой, и он тем больше, чем ниже давление или выше температура, но не зависит от размера или массы молекул газа как таковых, поскольку они очень малы. Между числом молекул и объемом газа существует следующее количественное соотношение: один моль любого газа содержит 6,022 10 23 молекул и при нормальных условиях (0° С и 760 мм рт. ст.) занимает объем 22,4 л (см . АВОГАДРО ЧИСЛО) .

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Равновесие

Вещества вступают в химические реакции потому, что при этом уменьшается энергия системы, т.е. электронная конфигурация продуктов реакции оказывается энергетически более выгодной, чем конфигурация исходных реагентов. (Правда, есть еще один фактор – энтропийный;) При большой разности энергий (т.е. большом различии в стабильности исходных реагентов и продуктов) реакция происходит мгновенно. Например, если кислород и водород смешать в определенном соотношении и смесь поджечь, то газы прореагируют мгновенно без остатка с образованием воды:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

Если разность энергий исходных реагентов и конечных продуктов химической реакции невелика, то в реакционной смеси присутствуют в заметных количествах и те, и другие, причем по прошествии определенного времени между ними устанавливается равновесие. В качестве примера можно привести растворение уксусной кислоты в воде:

H 2 O + CH 3 COOH → H 3 O + + CH 3 COO -

(Атомы водорода в группе СН 3 соединены с атомом углерода прочными ковалентными связями и не являются кислотными.) Полной ионизации уксусной кислоты в этой реакции не происходит: когда примерно 1% ее молекул диссоциирует на ионы, скорость соединения последних с образованием исходных молекул становится равной скорости диссоциации и концентрация частиц в растворе перестает меняться. Устанавливается т.н. динамическое равновесие.

Положение равновесия можно изменить (сдвинуть), добавляя или удаляя любое из веществ, участвующих в реакции. При этом равновесие сдвигается таким образом, чтобы эффект изменения концентрации был минимальным (принцип Ле Шателье). Таким образом, добавление воды вызывает дополнительную ионизацию уксусной кислоты (поскольку при ионизации некоторое количество воды связывается в H 3 O +), а добавление ацетат-иона (СН 3 СОО –) дает обратный эффект. Каждая равновесная реакция характеризуется т.н. константой равновесия – величиной, равной отношению произведения концентраций продуктов к произведению концентраций исходных реагентов; при этом каждая из концентраций берется в степени, равной числу молекул данного типа, участвующих в реакции. Константа равновесия, как правило, не зависит от концентрации, но изменяется с температурой.

Кинетика

Скорости химических реакций сильно различаются. Например, смесь водорода и кислорода после того, как ее подожгут, буквально взрывается, а превращение алмаза в химически более устойчивую кристаллическую форму углерода, графит, происходит так медленно, что не завершается и за миллиарды лет.

Скорость химических реакций определяется их механизмом. Многие реакции в действительности гораздо сложнее, чем это кажется из их суммарного уравнения. Так, оказалось, что разложение озона с образованием кислорода протекает в два этапа. На первом этапе диссоциирует одна молекула озона, при этом быстро достигается равновесие:

Второй этап гораздо более медленный, он и определяет скорость реакции:

O + O 3 → 2O 2

Сложение этих двух уравнений приводит к суммарному уравнению

2O 3 (г.) → 3O 2 (г.)

Не исключено, что впоследствии будут предложены другие механизмы, удовлетворяющие экспериментальным данным о скорости этой реакции.

Наименьшая энергия, которой должны обладать взаимодействующие частицы для того, чтобы между ними началась химическая реакция, называется энергией активации. Как правило, чем она ниже, тем быстрее протекает реакция. Для протекания реакции большое значение имеет также энтропийный фактор.

Типы реакций

Реакции можно классифицировать, используя несколько схем, и каждая из них по-своему удобна. Здесь реакции разделены на три типа: ионные, в ходе которых ионы удаляются из зоны реакции путем образования нерастворимого, газообразного или ковалентно связанного продукта; окислительно-восстановительные, в которых происходит перемещение электронов; реакции (в том числе реакции между кислотой Льюиса и основанием Льюиса), сопровождающиеся перераспределением обобществленных электронов.

Ионные реакции

Простые ионные реакции без переноса электронов происходят, когда один из продуктов нерастворим (газ или твердое вещество) или является ковалентно связанным веществом, остающимся в растворе. Ионную реакцию, продукт которой – нерастворимое твердое вещество, можно представить в виде

Сами ионы в ходе реакции не претерпели никаких изменений, но теперь они прочно удерживаются в кристаллической решетке.

Для предсказания хода таких реакций важно знать растворимость участвующих в них веществ. Например, хлорид серебра плохо растворяется в воде, и можно сделать вывод, что реакция

хотя и обратима, но равновесие сильно сдвинуто вправо. (Эту реакцию используют для обнаружения ионов хлора или серебра в растворе, а также для их количественного определения.) Ионы серебра могут находиться в составе любого из растворимых соединений: в виде нитрата, сульфата, ацетата и т.д.; ионы хлора могут быть компонентами таких солей, как соли натрия, калия, бария или алюминия. Таким образом, приведенное выше уравнение можно рассматривать как обобщенное представление реакции обменного разложения, когда два реагента разлагаются и обмениваются своими составляющими. Например, это могут быть такие реакции:

К этому типу относятся реакции нейтрализации. Когда соединение, которое диссоциирует с образованием ионов водорода (кислота), взаимодействует с основанием (источником гидроксильных ионов), образуется вода. В молекуле воды все атомы соединены ковалентными связями, поэтому реакция идет практически до конца (ее константа равновесия равна 10 –14). Реакцию нейтрализации можно записать в виде

Приведем примеры реакций нейтрализации с участием сильной (HCl) и слабой (CH 3 COOH) кислот:

HCl (водн.) + NaOH (водн) → NaCl (водн.) + H 2 O (ж.)

CH 3 COOH (водн.) + KOH (водн.) → CH 3 COOK (водн.) + H 2 O (ж.)

Сильные кислоты практически полностью диссоциируют в воде, высвобождая ионы водорода, слабые диссоциируют незначительно. Плохо диссоциируют и слабые основания.

Ниже перечислены наиболее распространенные кислоты и основания. Отметим, что некоторые соединения обладают как кислотными, так и основными свойствами. Их называют амфотерными.

Сильные кислоты	Слабые кислоты	Сильные основания	Слабые основания
HI	HSO 4 –	NaOH	NH 3
HCl	HPO 4 2–	KOH	CH 3 COO –
HBr	H 2 S	Ba(OH) 2	HPO 4 2–
HNO 3	CH 3 COOH	Ca(OH) 2	CO 3 2–
H 3 PO 4	HClO	AgOH	HCO 3 –
H 2 SO 4	H 2 CO 3	S 2–	HS –
HClO 4	HCO 3 –	PO 4 3–

Слабые основания, представленные в таблице, не содержат ионов ОН – . Эти ионы образуются при взаимодействии с водой:

CO 3 2– (водн.) + H 2 O (ж.) → HCO 3 – (водн.) + OH – (водн.)

Поэтому раствор карбоната щелочной.

Более общее определение кислот и оснований, которое используется и в случае неводных систем, например газов, было дано американским физикохимиком Г.Льюисом. Взаимодействие между льюисовыми кислотами и основаниями – это реакция между донором электронной пары, за счет которой образуется ковалентная связь (основание Льюиса), и акцептором этой пары (кислота Льюиса). В качестве примера можно привести следующие реакции:

Примером окислительно-восстановительной реакции, протекающей без участия кислорода, является взаимодействие металлического натрия с газообразным хлором:

Этот способ написания уравнения показывает, что оба элемента по окончании реакции приобретают электронную конфигурацию инертного газа (на их внешних электронных оболочках – по 8 электронов). Направление этой реакции можно изменить на противоположное, приложив электрическое напряжение. Если пару электродов (графитовых стержней) погрузить в расплав хлорида натрия и соединить с источником постоянного тока, на отрицательном электроде произойдет реакция Na + + e – → Na, а на положительном – 2Cl – → Cl 2 + 2e – (здесь е – – электрон). Этот процесс называют электролизом. (Устройство для проведения электролиза – электролитическая ячейка.)

См. также ЭЛЕКТРОХИМИЯ; МЕТАЛЛОПОКРЫТИЯ.

Окислительно-восстановительные реакции удобно представлять в виде суммы двух полуреакций, аналогичных тем, которые использовались для иллюстрации перемещения электронов между ионами натрия и хлора. Каждая полуреакция характеризуется электродным окислительно-восстановительным потенциалом, величиной которого определяется легкость передачи электронов. Этот потенциал зависит не только от природы соединения, но также от его концентрации, концентрации других веществ, вступающих в реакцию, и от температуры. Численные значения этих потенциалов обычно приводятся для конкретных условий: для растворенных веществ это эффективная концентрация 1 М; для газов – давление 1 атм (или парциальное давление 1 атм для каждого из газов, участвующих в реакции); для плохо растворимых твердых веществ и жидкостей – сами чистые твердые вещества и жидкости. В табл. 2 приведены значения стандартных потенциалов для некоторых распространенных полуреакций, представленных в виде реакций восстановления. Отметим, что для каждой полуреакции восстановленная форма вещества записывается в правой части уравнения, а окисленная – в левой. Паре ион водорода/газообразный водород приписан нулевой потенциал, потенциалы всех остальных пар измеряются по отношению к нему. Таким образом, пара с положительным потенциалом содержит лучший, чем ион водорода, окислитель, а пара, имеющая отрицательный потенциал, – лучший, чем газообразный водород, восстановитель. Величина окислительной или восстановительной способности вещества прямо пропорциональна стандартному потенциалу.

Таблица 2. СТАНДАРТНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ (стандартные условия, 25° С)
Полуреакция	Потенциал, В
F 2 + 2e – → 2F –
H 2 O 2 + 2H + + 2e – → 2H 2 O
Cl 2 + 2e – → 2Cl –
Cr 2 O 7 2– + 14H + + 6e – → 2Cr 3+ + 7H 2 O
MnO 2 + 4H + + 2e – → Mn 2 + + 2H 2 O
Ag + + e – → Ag
Cu + + e – → Cu
Cu 2+ + 2e – → Cu
Sn 4+ + 2e – → Sn 2+
2H + +2e – → H 2
Sn 2+ +2e – → Sn
Fe 2+ + 2e – → Fe
Zn 2+ + 2e – → Zn
Mg 2+ + 2e – → Mg
Na + + e – → Na
Li + + e – → Li

Таблицу 2 можно использовать для предсказания хода многих реакций. Нужно только помнить, что если полуреакцию записывают в противоположном направлении, чем это сделано в таблице, то ее потенциал следует брать с противоположным знаком. Обычно реакции идут до конца, если сумма потенциалов двух полуреакций (потенциал ячейки) положительна и превышает примерно 0,1 В. Если потенциал ячейки находится в интервале от +0,1 до –0,1 В, то между реагирующими веществами устанавливается равновесие, причем в реакционном объеме все они присутствуют в заметных количествах. Если же потенциал ячейки ниже –0,1 В, то реакция, по существу, не идет. Однако если полоску цинка погрузить в раствор, содержащий ион меди, будет протекать реакция

Поскольку потенциал представляет собой большую положительную величину, реакция идет до конца. Если же полоску меди поместить в раствор, содержащий ион цинка, то реакция Cu + Zn 2+ → Cu 2+ + Zn не произойдет из-за высокого отрицательного потенциала ячейки (–1,10 В).

Если смешать растворы, содержащие бихромат-ион и ион марганца(II), то между реагентами и продуктами установится равновесие, при этом оба иона и продукты реакции – оксид марганца(II) и ион хрома(III) – будут присутствовать в достаточно большой концентрации, поскольку потенциал этой реакции при стандартных условиях составляет лишь 0,1 В.

3Mn 2+ + 6H 2 O = 3MnO 2 + 12H + + 6e - – (+1,23) B

6e - + 14H + + Cr 2 O 7 2- = 7H 2 O + 2Cr 3+ + 1,33 B

_________________________________________________

3Mn 2+ + Cr 2 O 7 2- + 2H + → 3MnO 2 + 2Cr 3 + + H 2 O + 0,10 B

Отметим, что правая и левая части уравнения первой полуреакции умножены на три, чтобы получить число электронов, необходимое для второй полуреакции. Величина потенциала от этого не изменяется. В обеих частях суммарного уравнения должно быть одинаково не только число атомов каждого типа, но и суммарный электрический заряд (в данном случае он равен +6).

В отличие от электролитической ячейки, во внешнюю цепь которой включен источник тока, гальванический элемент сам вырабатывает электричество. Гальваническими элементами являются, например, свинцовый автомобильный аккумулятор и батарейка для карманного фонарика. Напряжение, которое дает элемент, определяется потенциалами протекающих в нем полуреакций.

Реакции с перераспределением обобществленных электронов.

Приведем несколько примеров таких реакций:

Более подробное обсуждение реакций с участием неорганических и органических соединений можно найти в статье ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ.

РАЗДЕЛЫ ХИМИИ

Химию довольно произвольно делят на несколько разделов, которые нельзя четко отграничить ни от других областей химии, ни от других наук (физики, геологии, биологии).

Неорганическая химия занимается изучением химической природы элементов и их соединений, за исключением большинства соединений углерода ВОДОРОД; АЗОТ; КИСЛОРОД; ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ) .

Органическая химия изучает соединения, состоящие в основном из углерода и водорода. Поскольку атомы углерода могут соединяться друг с другом с образованием колец и длинных цепочек, как линейных, так и разветвленных, таких соединений существует сотни тысяч. Из органических соединений состоят уголь и нефть, они составляют основу живых организмов. Химики-органики научились получать из угля, нефти, растительных материалов синтетические волокна, пестициды, красители, лекарства, пластики и множество других полезных вещей ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКАЯ; КРАСИТЕЛИ И КРАШЕНИЕ; ТЕКСТИЛЬ; ПЛАСТМАССЫ; КАУЧУК И РЕЗИНА) .

Физическая химия использует физические методы для изучения химических систем. Большое место в ней занимают вопросы энергетики химических процессов; соответствующий раздел химии называется химической термодинамикой. К важнейшим направлениям относятся химическая кинетика и строение молекул. Электрохимия изучает химические процессы, протекающие под действием электрического тока, а также способы получения электричества химическими методами. Среди других направлений следует отметить коллоидную химию (она занимается исследованием поведения дисперсных систем), химию поверхностных явлений, статистическую механику. . М., 1988
Эткинс П. Молекулы . М., 1991

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 I (его называют также побочным, или азимутальным), которое может принимать целочисленные значения от 0 до (п - 1), где п - главное квантовое число. Различным значениям п отвечает разное число возможных значений /. Так, при п= 1 возможно только одно значение орбитального квантового числа - нуль (/ = 0), при п = 2 / может быть равным 0 или 1, при п = 3 возможны значения /, равные 0, 1 и 2, вообще, данному значению главного квантового числа п соответствуют п различных возможных значений орбитального квантового числа.

Вывод о том, что формы атомных электронных облаков не могут быть произвольными, вытекает из физического смысла квантового числа /. Именно оно определяет значение орбитального момента количества движения электрона, эта величина, как и энергия, является квантованной физической характеристикой состояния электрона в атоме.

Орбитальным моментом количества движения M формула частицы, движущейся вокруг центра вращения по некоторой орбите, называется произведение mvf, где т - масса частицы, v - ее скорость, г- радиус-вектор, соединяющий центр вращения с частицей (рис. 7). Важно отмстить, что M - векторная величина; направление этого вектора перпендикулярно плоскости, в которой расположены векторы v и г.

Определенной форме электронного облака соответствует вполне определенное значение орбитального момента количества движения электрона М. Но поскольку M может принимать только дискретные значения, задаваемые орбитальным квантовым числом /, то формы электронных облаков не могут быть произвольными: каждому возможному значению / соответствует вполне определенная форма электронного облака.

Мы уже знаем, что энергия электрона в атоме зависит от главного квантового числа п. В атоме водорода энергия электрона полностью

Рис.

Рис. 8. К понятию о размерах и форме электронного облака определяется значением п. Однако в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит и от значения орбитального квантового числа /; причины этой зависимости будут рассмотрены в § 31. Поэтому состояния электрона, характеризующиеся различными значениями /, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Этим подуровням присвоены следующие буквенные обозначения:

В соответствии с этими обозначениями говорят об.s-подуровне, /^-подуровне и т.д. Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2 и 3, называют соответственно.s-электронами, р-электронами, б/-электронами и /-электронами. При данном значении главного квантового числа п наименьшей энергией обладают.s-электроны, затем р-, d- и /-электроны.

Состояние электрона в атоме, отвечающее определенным значениям пи I, записывается следующим образом: сначала цифрой указывается значение главного квантового числа, а затем буквой - орбитального квантового числа. Так, обозначение 2р относится к электрону, у которого п = 2и1= 1, обозначение 3d - к электрону, у которого п = 3 и / = 2.

Электронное облако не имеет резко очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Рассмотрим в качестве примера электронное облако 15-электрона в атоме водорода (рис. 8). В точке а, находящейся на некотором расстоянии от ядра, плотность электронного облака определяется квадратом волновой функции Проведем через точку а поверхность равной электронной плотности, соединяющую точки, в которых плотность электронного облака характеризуется тем же значением j^. В случае 15-электрона такая поверхность окажется сферой, внутри которой заключена некоторая часть электронного облака (на рис. 8 сечение этой сферы плоскостью рисунка изображено окружностью, проходящей через точку а). Выберем теперь точку Ь, находящуюся на большем расстоянии от ядра, и также проведем через нее поверхность равной электронной плотности. Эта поверхность тоже будет обладать сферической формой, но внутри нее будет заключена большая часть электронного облака, чем внутри сферы а. Пусть, наконец, внутри поверхности равной электронной плотности, проведенной через некоторую точку с, заключена преобладающая часть электронного облака; обычно эту поверхность проводят так, чтобы она заключала 90% заряда и массы электрона. Такая поверхность называется граничной поверхностью, и именно ее форму и размеры принято считать формой и размерами электронного облака. Граничная поверхность

Рис. 9. Графики функций фиф 2 для 1 s-электрона

Рис. 10.

15-электрона представляет собой сферу, однако граничные поверхности^- и ^-электронов имеют более сложную форму (см. ниже).

На рис. 9 изображены значения волновой функции ф (см. рис. 9, а ) и ее квадрата (см. рис. 9, 6) для 15-электрона в зависимости от расстояния от ядра г. Изображенные кривые не зависят от направления, в котором откладывается измеряемое расстояние г; это означает, что электронное облако ls-электрона обладает сферической симметрией , т.е. имеет форму шара. Кривая на рис. 9, а расположена по одну сторону от оси расстояний (ось абсцисс). Отсюда следует, что волновая функция 15-электрона обладает постоянным знаком; будем считать его положительным.

Рисунок 9, б показывает также, что при увеличении расстояния от ядра величина ф 2 монотонно убывает. Это означает, что по мере удаления от ядра плотность электронного облака 15-электрона уменьшается; иллюстрацией этого вывода может служить рис. 5.

Это не означает, однако, что с ростом г вероятность обнаружить 15-электрон тоже монотонно убывает. На рис. 10 выделен тонкий слой, заключенный между сферами с радиусами г и (г + Ar), где Ar - некоторая малая величина. C ростом г плотность электронного облака в рассматриваемом сферическом слое уменьшается; но одновременно возрастает объем этого слоя, равный 4л г 2 Ar. Как указывалось в § 26, вероятность обнаружить электрон в малом объеме AK выражается произведением ф 2 ДК. В данном случае AK= 4лг 2 Ar; следовательно, вероятность обнаружения электрона в сферическом слое, заключенном между г и (г + Ar), пропорциональна величине 4лг 2 ф 2 . В этом произведении с увеличением г множитель 4л г 2 возрастает, а множитель ф 2 убывает. При малых значениях г величина 4л г 2 возрастает быстрее, чем убывает ф 2 , при больших - наоборот. Поэтому произведение 4лг 2 ф 2 , характеризующее вероятность обнаружения электрона на расстоянии г от ядра, с увеличением г проходит через максимум.

Зависимость величины 4лг 2 ф 2 от г изображена для 15-электрона на рис. 11 (подобные графики называются графиками радиального рас-

Рис. 11.

Рис. 12. Графики волновой функции для 25- (а) и 35-электронов (б)

пределения вероятности нахождения электрона). Как показывает рис. 11, вероятность обнаружить 15-электрон на малых расстояниях от ядра близка к нулю, так как г мало. Ничтожно мала и вероятность обнаружения электрона на очень большом расстоянии от ядра: здесь близок к нулю множитель ф 2 (см. рис. 9, 6). На некотором расстоянии от ядра г 0 вероятность обнаружения электрона имеет максимальное значение. Для атома водорода это расстояние равно 0,053 нм, что совпадает с вычисленным Бором значением радиуса ближайшей к ядру орбиты электрона. Однако трактовка этой величины в теории Бора и с точки зрения квантовой механики различна: согласно Бору, электрон в атоме водорода находится на расстоянии 0,053 нм от ядра, а с позиций квантовой механики этому расстоянию соответствует лишь максимальная вероятность обнаружения электрона.

Электронные облака 5-электронов второго, третьего и последующих слоев обладают, как и в случае 15-электронов, сферической симметрией, т.е. характеризуются шарообразной формой. Однако здесь волновая функция при увеличении расстояния от ядра меняется более сложным образом. Как показывает рис. 12, зависимость ф от г для 25- и 35-электронов не является монотонной, на разных расстояниях от ядра волновая функция имеет различный знак, а на соответствующих кривых есть узловые точки (или узлы), в которых значение волновой функции равно нулю. В случае 25-электрона имеется один узел, в случае 35-электрона - 2 узла и т.д. В соответствии с этим структура электронного облака здесь также сложнее, чем у 15-электрона. На рис. 13 в качестве примера схематически изображено электронное облако 25-электрона.

Более сложный вид имеют и графики радиального распределения вероятности для 25- и 35-электронов (рис. 14). Здесь появляется уже не один максимум, как в случае 15-электрона, а соответственно два или три максимума. При этом главный максимум располагается тем дальше от ядра, чем больше значение главного квантового числа п.

Рис. 13.

Рис. 14. Графики радиального распределения вероятности для 2s- (а) и 35-электронов (6 )

Рассмотрим теперь структуру электронного облака 2/?-электрона. При удалении от ядра по некоторому направлению волновая функция 2р-электрона изменяется в соответствии с кривой, изображенной на рис. 15, а. По одну сторону от ядра (на рисунке - справа) волновая функция положительна, и здесь на кривой имеется максимум, по другую сторону от ядра (на рисунке - слева) волновая функция отрицательна, на кривой имеется минимум; в начале координат значение ф обращается в нуль. В отличие от 5-электронов волновая функция 2р-электрона не обладает сферической симметрией. Это выражается в том, что высота максимума (и соответственно глубина минимума) на рис. 15 зависит от выбранного направления радиуса-вектора г. В некотором направлении (для определенности будем считать его направлением оси координат х) высота максимума наибольшая (см. рис. 15, о). В направлениях, составляющих угол с осью х, высота максимума тем меньше, чем больше этот угол (см. рис. 15, б, в); если он равен 90°, то значение ф в соответствующем направлении равно нулю при любом расстоянии от ядра.

График радиального распределения вероятности для 2р-электрона (рис. 16) имеет вид, сходный с рис. 15, с той разницей, что вероятность обнаружения электрона на некотором расстоянии от ядра всегда положительна. Положение максимума на кривой распределения вероятно-

Рис. 16.

Рис. 15.

Рис.

сти не зависит от выбора направления. Однако высота этого максимума зависит от направления: она наибольшая, когда радиус-вектор совпадает с направлением оси х, и убывает по мере отклонения радиуса- вектора от этого направления.

Такому распределению вероятности обнаружения 2/?-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая двойную грушу или гантель (рис. 17). Как видно, электронное облако сосредоточено вблизи оси х, а в плоскости yz, перпендикулярной этой оси, электронного облака нет: вероятность обнаружить здесь 2р-электрон равна нулю. Знаки «+» и «-» на рис. 17 относятся не к вероятности обнаружения электрона (она всегда положительна!), а к волновой функции ф, которая в разных частях электронного облака имеет различный знак.

Рисунок 17 приближенно передает форму электронного облака не только 2р-электронов, но также и р-электронов третьего и последующих слоев. Но графики радиального распределения вероятности имеют здесь более сложный характер: вместо одного максимума, изображенного в правой части рис. 16, на соответствующих кривых появляются два максимума (Зр-электрон), три максимума (4р-электрон) и т.д. При этом наибольший максимум располагается все дальше от ядра.

Еще более сложную форму имеют электронные облака (7-электронов (/= 2). Каждое из них представляет собой «четырехлепестковую» фигуру, причем знаки волновой функции в «лепестках» чередуются (рис. 18).

Статьи по теме