Материал: Неорганика теория
Неорганическая химия теория
1. Основные понятия химии: атом, хим. Элемент, молекула, эквивалент, молярная масса эквивалента, относительная атомная масса, моль, молярная масса.
Ответ. Химия — это наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также о законах, которым эти превращения подчиняются. Поскольку все вещества состоят из атомов, которые благодаря химическим связям между ними способны формировать молекулы, то химия занимается в основном изучением взаимодействий между атомами и молекулами, полученными в результате таких взаимодействий. Атом — мельчайшая, химически неделимая, электронейтральная частица вещества. Состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и электронной оболочки. Элемент имеет название, порядковый номер, и положение в периодической таблице Менделеева. В настоящее время известно 118 химических элементов. Каждый элемент обозначен символом, который представляет одну или две буквы из его латинского названия (водород обозначен буквой H — первой буквой его латинского названия Hydrogenium). Молекула — наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства. Состоит из атомов. Эквивалент вещества или просто эквивалент — реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-основных (ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Молярная масса эквивалента – это, масса одного моль эквивалента вещества, выраженная в граммах. Относительная атомная масса — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. Определяется как отношение массы атома данного элемента к 1⁄12 массе нейтрального атома изотопа углерода 12C. Из определения следует, что относительная атомная масса является безразмерной величиной. Моль — количество вещества, которое содержит число молекул, равное числу Авогадро. Значение одного моля определено как 6,02⋅1023 частиц (атомов, молекул, ионов, электронов или любых других объектов). Молярная масса вещества — это величина, равная отношению массы любой порции этого вещества к его химическому количеству.
2, Основные стехиометрические законы: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон эквивалентов.
Ответ. Стехиометрия — система законов, правил и терминов, обосновывающих расчёты состава веществ и количественных [относительных] соотношений между массами (объёмами для газов) веществ в химических реакциях. Стехиометрия включает нахождение химических формул, составление уравнений химических реакций. Закон сохранения массы вещества (закон сохранения материи). Масса веществ, вступивших в реакцию (реагентов), равна массе веществ, получившихся в результате реакции (продуктов). В качестве примера можно обратиться к обычным уравнениям химических реакций. Исходя из этого закона — в любой химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ и с последующим образованием новых. Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими. Закон постоянства состава вещества. Один из основных законов химии гласящий, что любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов. Такие соединения называются дальтонидами или стехиометрическими. Читается так: Каждое чистое вещество, каким бы способом оно ни было получено, всегда имеет один и тот же состав и свойства. Данный закон не распространяется на так называемые бертоллиды (соединения переменного состава, не подчиняющиеся законам постоянных и кратных отношений. Являются нестехиометрическими бинарными соединениями переменного состава), так как их состав меняется, в зависимости от способа их получения. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Эквивалент вещества или просто эквивалент — реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в кислотно-осно́вных (ионообменных) химических реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Число эквивалентности представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов (молей) некоторого вещества, содержащихся в 1 моле этого вещества. Число, показывающее, какая часть молекулы или другой частицы вещества соответствует эквиваленту, называется фактором эквивалентности (fЭ). Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества. В зависимости от класса веществ эквиваленты определяют по-разному. Эквивалент простого вещества, вступающего в реакцию, – это такое его количество, которое приходится на единицу валентности соответствующего элемента. Например, водород в своих соединениях одновалентен и его эквивалент равен 1 моль Н, или ½ моль Н2; кислород – двухвалентен, его эквивалент – ½ моль О, или ¼ моль О2; железо может быть двухвалентным, тогда его эквивалент – ½ моль Fe, или трехвалентным, тогда его эквивалент – ⅓ моль Fe. Эквивалент кислоты – это такое ее количество, которое содержит 1 моль ионов водорода, замещающихся на катионы. Например, эквивалент хлороводорода2 НСl 1 моль, фосфорноватистой Н3РО2 – 1 моль (одноосновная кислота); серной кислоты Н2SО4 – ½ моль. Эквивалент основания – это такое его количество, которое содержит 1 моль гидроксид-ионов, замещающихся на анионы. Например, эквивалент гидроксида натрия NаОН – 1 моль; гидроксида железа (II) Fе(ОН)2 – ½ моль. Эквивалент соли – это такое ее количество, которое образовано количеством катиона, приходящимся на единицу его заряда. Например, 1 моль хлорида натрия образован 1 моль ионов натрия Nа+ и 1 моль хлорид-ионов Сl–, на единицу заряда иона натрия приходится 1 моль Nа+, значит эквивалент NaCl – 1 моль; 1 моль хлорида кальция содержит 1 моль Са2+ и 2 моль Сl–, на единицу заряда иона кальция приходится ½ моль Са2+, значит эквивалент СаСl2 – ½ моль; 1 моль сульфата железа (III) содержит 2 моль Fе3+ и 3 моль SО42–, на единицу заряда иона железа (III) приходится ⅓ моль Fе3+, значит, эквивалент Fe2(SO4)3 – ⅙ моль.⅕ Закон эквивалентов. Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных отношениях. Формула, выражающая закон эквивалентов: m1Э2 = m2Э1 – масса реагирующих друг с другом веществ пропорциональна массе их эквиалентов.
3. Основные газовые законы: закон объемных отношений, закон Гей-Люссака, объединенный газовый закон, уравнение Менделеева-Клапейрона.
Ответ.
Процессы, при которых один из параметров
состояния газа остается постоянным
называют изопроцессами. Газовые
законы
– это законы, описывающие изопроцессы
в идеальном газе.
Согласно закону
объёмных
отношений,
если два газа участвуют в химической
реакции, то отношение их объёмов,
измеренных при одинаковой температуре
и давлении образуют дробь, числитель и
знаменатель которой являются небольшими
целыми числами. Закон
Гей-Люссака.
При постоянном давлении относительное
изменение объема газа данной массы
прямо пропорционально изменению
температуры:
=
.
Закон
Авогадро.
В равных объемах различных газов при
одинаковых условиях (t, p) содержится
равное число молекул. Объединенный
газовый
закон.
Объединение трех независимых частных
газовых законов: Гей-Люссака, Шарля,
Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно
записать так: P1V1 / T1 = P2V2 / T2 Если записать
объединенный газовый закон для любой
массы любого газа, то получается уравнение
Клайперона
Менделеева
- PV= (m/M) RT, где m - масса газа; M - молекулярная
масса; P - давление; V - объем; T - абсолютная
температура (К); R - универсальная газовая
постоянная 8,314 Дж/(моль·К). Для данной
массы конкретного газа отношение m/M
постоянно, поэтому из уравнения
Клайперона-Менделеева получается
объединенный газовый закон.
4. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: оксиды (солеобразующие и несолеобразующие, основные, кислотные, амфотерные), гидроксиды.
Ответ. Неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, делятся на простые и сложные. Простыми называются вещества, состоящие из атомов одного химического элемента, сложными - состоящие из атомов двух или боле химических элементов. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Сложные вещества делятся на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения. В формулах бинарных соединений, состоящих из металла и неметалла, на первом месте (слева) всегда стоит металл: CaO, NaCl, Cr2O3 и т.п. В формулах веществ, не содержащих атомы металла, на первом месте указывается элемент с меньшей электроотрицательностью: H2O, C2H6, NO2 и т.п. Оксидами называются соединения химических элементов с одним или более атомов кислорода: H2O, CaO, CO2, NO, Al2O3 и т.д. Оксиды, содержащие группу атомов кислорода, соединенных друг с другом (–О–О–), называются пероксидами, например, H2O2, CaO2 – пероксиды водорода и кальция соответственно. По функциональным признакам оксиды подразделяются на несолеобразующие или безразличные (CO, NO, N2O) и солеобразующие. Последние, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основными, называются оксиды, которым соответствуют основания и которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Например, оксидам Na2O, CaO, FeO соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2 и т.п. Кислотными, называются оксиды, которым соответствуют кислоты и которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Например, оксидам СO2, SO3, N2O5 соответствуют кислоты H2CO3, H2SO4, HNO3 и т.п. Кислотные оксиды могут быть получены путем отнятия воды от соответствующих кислот, поэтому их называют также ангидридами кислот. К амфотерным относятся оксиды, которые в зависимости от условий проявляют кислотные или основные свойства т.е. могут образовывать соли как с кислотами, так и с основаниями. К амфотерным оксидам относятся ZnO, Al2O3, SnO, Cr2O3, PbO и др. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой, а кислотные и основные оксиды прямо или косвенно взаимодействуя с водой образуют соответствующие кислоты и основания. Многоэлементные соединения - соединения, которые имеют в своем составе катионы и анионы, содержащие атомы двух и более химических элементов. Порядок расположения элементов внутри сложного катиона или аниона определяется также, как и для бинарных соединений, а в случае комплексных соединений – особыми номенклатурными правилами. Исключение составляют формулы аниона OH– и ионных производных соединений азота с водородом (например, NH4Cl и др.). Круглые скобки в формулах используются для выделения многоатомных групп, если их число больше одной. Гидроксиды - неорганические соединения, содержащие одну или несколько гидроксильных групп OH, соединенных с атомами различных элементов. К ним относятся основания (основные гидроксиды) - NaOH, Ca(OH)2 и др. и амфотерные гидроксиды, которые способны проявлять как свойства оснований, так и кислот. Характерный пример амфотерных гидроксидов – Al(OH)3. Растворимые в воде гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называются щелочами. Систематические названия этого класса соединений состоят из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже с указанием его степени окисления, если это необходимо: LiOH – лития гидроксид; Ca(OH)2 – кальция гидроксид; Fe(OH)3 –железа (III) гидроксид и т.п. Число групп OH, входящее в состав гидроксида, определяет его кислотность.
5. Основные классы и номенклатура неорганических веществ: кислоты и соли.
Ответ. Неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, делятся на простые и сложные. Простыми называются вещества, состоящие из атомов одного химического элемента, сложными - состоящие из атомов двух или боле химических элементов. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Сложные вещества делятся на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения. В формулах бинарных соединений, состоящих из металла и неметалла, на первом месте (слева) всегда стоит металл: CaO, NaCl, Cr2O3 и т.п. В формулах веществ, не содержащих атомы металла, на первом месте указывается элемент с меньшей электроотрицательностью: H2O, C2H6, NO2 и т.п. Многоэлементные соединения - соединения, которые имеют в своем составе катионы и анионы, содержащие атомы двух и более химических элементов. Порядок расположения элементов внутри сложного катиона или аниона определяется также, как и для бинарных соединений, а в случае комплексных соединений – особыми номенклатурными правилами. Исключение составляют формулы аниона OH– и ионных производных соединений азота с водородом (например, NH4Cl и др.). Круглые скобки в формулах используются для выделения многоатомных групп, если их число больше одной. Кислоты - вещества, диссоциирующие в водных растворах с образованием катионов водорода (протонов) H+ и простых или сложных анионов - кислотных остатков. Число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл, называется основность кислоты: HNO3 – одноосновная, H2SO4 – двухосновная, H3PO4 – трехосновная, H4P2O7 – четырехосновная кислоты. Неорганические кислоты делятся на содержащие кислород (оксокислоты) – типа HnЭОm и бескислородные – типа HnXm , где Э – кислотообразующий элемент; Х –атомы галогенов, халькогенов и некоторых других элементов; n и m – количество соответствующих атомов. В номенклатуре кислот используются как систематические, так и традиционные, тривиальные названия, которые не всегда полностью отражают состав вещества и поэтому пригодны только для наименования ограниченного числа хорошо известных кислот. Систематические названия оксокислот строятся по следующим правилам: в названии аниона вначале указываются атомы кислорода (-оксо-), затем – кислотообразующий элемент с добавлением суффикса -ат, независимо от степени его окисления: H2CO3 – триоксокарбонат (IV) водорода; H2SO4 – тетраоксосульфат (VI) водорода; HNO2 – диоксонитрат (III) водорода и т.п. При наличии в анионе других атомов (заместителей кислорода) название аниона состоит из корней названий соответствующих элементов и соединительной гласной -о- в порядке их размещения в формуле: HSO2F – фтородиоксосульфат (IV) водорода, H2CS3 – тритиокарбонат (IV) водорода и т.п. Традиционное название оксокислоты также состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня названия кислотообразующего элемента, и слова «кислота», например серная кислота, азотная кислота, соляная кислота. Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними регулируется с помощью суффиксов, присоединяемых к корню русского названия элемента: -н-, -в- или -ев- – при высшей или единственной степени окисления элемента: H3BO3 – ортоборная кислота; H2Cr2O7 – хромовая кислота; HReO4 – рениевая кислота; -новат- – при промежуточной степени окисления +5: HClO3 – хлорноватая кислота, HBrO3 – бромноватая кислота; -(ов)ист- – при промежуточной степени окисления +3 и +4: HClO2 – хлористая кислота, H2SO3 – сернистая кислота, H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота; -новатист- – при низшей положительной степени окисления +1: HClO – хлорноватистая кислота, HlO – иодноватистая кислота. Если различие между кислотами, образованными одним элементом в одной и той же степени окисления, заключается в разном количестве атомов кислорода, приходящихся на один атом кислотообразующего элемента, то в традиционном названии это отражается с помощью приставок мета- (для кислоты с меньшим числом атомов кислорода) или орто- (для кислоты с большим количеством атомов кислорода): H2TeO4 – метателлуровая кислота, H6TeO6 – ортотеллуровая кислота. Оксокислоты, содержащие два или более атома кислотообразующего элемента, называются изополикислотами. Для кислот такого типа предпочтительнее систематические названия, но для наиболее известных используются и традиционные, в которых число атомов кислотообразующего элемента указывается с помощью числовой приставки: H4P2O7 – дифосфорная кислота, H2S2O7 – дисерная кислота. Соли представляют собой продукт полного или частичного замещения атомов водорода в кислоте на металл или групп ОН в гидроксиде на кислотный остаток. В зависимости от степени замещения атомов водорода или групп ОН образующиеся соли классифицируются на: – средние (нормальные) соли, представляющие собой продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл или групп ОН в гидроксиде: Na2SO4, FeCl3, CaCO3 Zn(NO3)2 и т.п.; – кислые соли (гидросоли) – могут быть образованы многоосновными кислотами в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли. Примеры кислых солей: KHSO4, Ca(HСO3)2, Fe(H2PO4)2 и т.п.; – основные соли (гидроксосоли) - образуются только многокислотными гидроксидами и представляют собой продукт частичного замещения групп ОН гидроксида кислотными остатками: MgOHCl, Fe(OH)NO3 и т.п. Различают также двойные соли – образованные двумя металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO4)2, (NH4)2Fe(SO4)2 и др.), смешанные соли – образованные одним металлом и двумя кислотными остатками (CaClOCl, Sr(HS)Cl и др.) и комплексные соли (K3[Fe(CN)6], [Ag(NH3)2]ClO4 и др.). Систематическое название кислоты полностью связано с названием кислоты, производным от которой является эта соль, например – K2SO4 – калия тетраоксосульфат (VI), K2Cr2O7 – калия гетпоксодихромат (VI) , NaCl – натрия хлорид и т.д. Традиционные названия солей также составляются из названий анионов в именительном падеже и названия катионов в родительном падеже. При этом, если кислотообразующий элемент аниона может иметь только одну степень окисления, то добавляется суффикс -ат, а в случае, когда кислотообразующий элемент аниона имеет две степени окисления, то при высшей степени окисления к корню прибавляется суффикс -ат, а при низшей – -ит: Na2CO3 – карбонат натрия, CaSO4 – сульфат кальция, Na2SO3 – сульфит натрия. При наличии анионов, соответствующих четырем степеням окисления кислотообразующего элемента, их названия образуются следующим образом: для высшей степени окисления используется приставка пер- и суффикс -ат: KBrO4 – пербромат калия; затем (в порядке уменьшения степени окисления) суффикс -ат без приставки: KBrO3 – бромат калия; суффикс -ит: KBrO2 – бромит калия; для наименьшей степени окисления приставка гипо- и суффикс -ит: KBrO – гипобромит калия. В традиционных названиях солей сохраняются приставки мета-, орто-, а также числовые приставки ди-, три- и другие, которые имелись в названиях кислот: LiBrO3 – ортобромат лития, K4P2O7 – дифосфат калия и т.п. При построении традиционных названий кислых солей к названию аниона средней соли добавляются приставка гидро- и числовая приставка, если количество атомов водорода в анионе больше одного: NaHSO3 – гидросульфит натрия, Fe(H2PO4)2 – дигидрофосфат железа(II)и т.п. Традиционные названия основных солей образуются добавлением к названиюаниона средней соли приставки гидроксо- : Mg(OH)NO3 – гидроксонитрат магния (II), Fe(OH)Cl2 – гидроксохлорид железа (III) и т.п. Названия двойных и смешанных солей строятся обычным образом. Единственной особенностью при письменной записи является дефис, который разделяет двойную часть (катионную в первом случае и анионную – во втором), например: KAl(SO4)2 – сульфат алюминия–калия, NaTl(NO3)2 – нитрат таллия (I)–натрия, CaClOCl – хлорид–гипохлорит кальция. Гидраты и кристаллогидраты. В наиболее общем случае гидраты – соединения, содержащие в своем составе воду, например: Fe2O3 . nH2O, NH3 . H2O и др. Кристаллические гидраты определенного состава называются кристаллогидратами: CuSO4 . 5H2O, CaSO4 . 2H2O и т.п. Как систематические так и традиционные названия таких соединений начинаются со слова «гидрат» в именительном падеже с соответствующей числовой приставкой. Затем указывается систематическое или традиционное название соединения в родительном падеже: NH3 . H2O – гидрат аммиака, Fe2O3 . nH2O – полигидрат оксида железа (III), CuSO4 . 5H2O – пентагидрат тетраоксосульфата (VI) меди (II), пентагидрат сульфата меди (II).
6. Диссоциация воды, константа диссоциации, pH, ионное произведение воды.
Ответ. Вода - слабый электролит - диссоциирует, образуя ионы H+ и OH-. Эти ионы гидратированы, то есть, соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты мы записывали их в негидратированной форме H2O = H+ + OH−. Запишем выражение для константы равновесия, опираясь на закон действия масс: K = [H+]·[OH—]/[H2O]. Концентрацию воды, принято исключать из данного выражения, вследствие ее практически постоянного значения в разбавленных растворах. Получаем новую константу равновесия KН2О, которая называется ионным произведением воды: KН2О = [H+]·[OH—]. При температуре 25ºС KН2О = 1·10-14 и остается постоянным в водных растворах кислот, щелочей, солей или других соединений. KН2О = [H+]·[OH—] = 1·10-14. При повышении температуры ионное произведение воды сильно возрастает. Полученное выражение применимо не только к чистой воде, но и к растворам. Если осуществляется условие [H+] = [OH—], то раствор называется нейтральным, но обычно эти величины не совпадают, тогда при увеличении одного показателя, другой должен уменьшаться, так, чтобы их произведение оставалось постоянным (1·10-14). Кислотно-основные свойства растворов определяются величиной концентрации ионов водорода или гидроксила. Мы уже знаем, что ионное произведение воды при определенной температуре постоянно, а [H+] и [OH—] — переменные, то по их величинам можно говорить о кислотности или щелочности раствора. При нейтральном характере раствора, т.е. [H+] = [OH—], получаем следующее: [H+] = [OH—] = (KН2О)1/2 = (1·10-14)*1/2 = 10-7 М Соотношение между количеством ионов [H+] и [OH-] определяет характер среды: [H+] =10-7= [OH-] - нейтральная среда. [H+] >10-7> [OH-] - кислая среда. [H+] <10-7< [OH-] - щелочная среда. Водородный показатель рН - это отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода рН = - lg[H+]. Аналогично рOН = - lg[OH-]. Логарифмируя ионное произведение воды, получаем pH + pOH = 14. Примеры. Если [H+] = 10-2M, то рН = 2, а [ОH-]= 10-12M. Если [ОH-] = 10-4M, то [H+]= 10-10M, а рН = 10. Если рН = 8, то [H+]= 10-8M, а [ОH-] = 10-6M Если рОН = 5, то рН = 9, а [H+]= 10-9M.
7. Развитие учения о строении атома (Модель Томсона, опыты Резерфорда, постулаты Бора), квантово- механическая теория.
Ответ. В 1897 г. английским физиком Дж. Томсоном были открыты электроны. Он изучал катодные лучи, возникающие при электрическом разряде в сильно разреженных газах. Изучение свойств этих лучей привело к заключению, что они представляют собой поток мельчайших частиц, несущих отрицательный электрический заряд и летящих со скоростью, близкой к скорости света, т.е. поток электронов. Атом, по Томсону, состоит из электронов, помещённых в положительно заряженный «суп», компенсирующий электрически отрицательные заряды электронов, образно — подобно отрицательно заряженным «изюминкам» в положительно заряженном «пудинге». Электроны, как предполагалось, были распределены по объёму всего атома. Согласно этой модели, электроны могли свободно вращаться в такой положительно заряженной субстанции. Их орбиты удерживались внутри атома тем, что при удалении электрона от центра положительно заряженного облака, он испытывает увеличение силы притяжения к центру облака, возвращающей его обратно. Положительных частиц эта молекула не предполагала и невозможно было объяснить испускание положительно заряженных альфа-частиц радиоактивными веществами. В 1911 г. английским физиком Э. Резерфордом при исследовании движения альфа-частиц в газах и других веществах была обнаружена положительно заряженная часть атома. Резерфорд предложил применить зондирование атома с помощью α-частиц – это полностью ионизированные атомы гелия. Они были открыты Резерфордом в 1899 году при изучении явления радиоактивности. Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов (золото, серебро, медь и др.). Электроны, входящие в состав атомов, вследствие малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние, то есть изменение направления движения α-частиц, может вызвать только тяжелая положительно заряженная часть атома. От радиоактивного источника, заключенного в свинцовый контейнер, α-частицы направлялись на тонкую металлическую фольгу. Рассеянные частицы попадали на экран, покрытый слоем кристаллов сульфида цинка, способных светиться под ударами быстрых заряженных частиц. Сцинтилляции (вспышки) на экране наблюдались глазом с помощью микроскопа. Наблюдения рассеянных α-частиц в опыте Резерфорда можно было проводить под различными углами φ к первоначальному направлению пучка. Было обнаружено, что большинство α-частиц проходит через тонкий слой металла, практически не испытывая отклонения. Однако небольшая часть частиц отклоняется на значительные углы, превышающие 30°. Очень редкие α-частицы (приблизительно одна на десять тысяч) испытывали отклонение на углы, близкие к 180°. При таком распределении положительный заряд не может создать сильное электрическое поле, способное отбросить α-частицы назад. Электрическое поле однородного заряженного шара максимально на его поверхности и убывает до нуля по мере приближения к центру шара. Если бы радиус шара, в котором сосредоточен весь положительный заряд атома, уменьшился в n раз, то максимальная сила отталкивания, действующая на α-частицу, по закону Кулона возросла бы в n2 раз. Следовательно, при достаточно большом значении n α-частицы могли бы испытать рассеяние на большие углы вплоть до 180°. Эти соображения привели Резерфорда к выводу, что атом почти пустой, и весь его положительный заряд сосредоточен в малом объеме. Эту часть атома Резерфорд назвал атомным ядром. Так возникла ядерная модель атома: В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Поскольку масса электрона ничтожна мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. На долю ядра и электронов, число которых сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой. Нильс Бор в 1913 г. предложил квантовую модель атома, в основе которой лежат следующие постулаты. I постулат Бора (постулат стационарных состояний): электрон в атоме может находиться только в особых (квантовых) состояниях, каждому из которых соответствует определенная энергия. Когда электрон находится в стационарном состоянии, вращаясь по орбите, он не излучает. Стационарные состояния можно пронумеровать, причем каждое состояние обладает своей фиксированной энергией. II постулат Бора (правило частот): при переходе атома из одного стационарного состояния в другое испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна разности энергий электрона в данных состояниях. Если Еk>Еn, то происходит излучение энергии, если Еk<Еn - ее поглощение. Состояние атома, которому соответствует наименьшая энергия, называется основным, а состояния с большей энергией - возбужденными. В основном состоянии электрон может находиться неограниченно долго, а в остальных состояниях не более 10-8 с. II постулат Бора позволил объяснить линейчатую структуру атомных спектров. III постулат Бора (правило квантования орбит): стационарные электронные орбиты находятся из условия
Квантово-механическая модель строения атома - в основу положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Согласно квантово-механической теории, электроны в процессе своего движения в атоме формируют электронное облако - модель состояния электрона в атоме. Вращающийся вокруг ядра электрон, движется в определенной области пространства, являющейся наиболее энергетически выгодной - такая область называется орбиталью. Энергетическое состояние электрона в атоме описывают квантовыми числами n, l, ml, ms: Главное n - энергетический уровень орбитали (размер электронного облака) (положительные целые числа: 1, 2, 3..). Орбитальное l - энергетический подуровень орбитали (форма электронного облака) (целые числа от 0 до n-1). Магнитное m - ориентация электронного облака в пространстве (целые числа от -l до +l). Спиновое ms - спин электрона (способ движения электрона вокруг своей оси) (+½ и -½).