Реферат: Химические взаимодействия во Вселенной

С1

│

С1 – В – С1

Представления Льюиса понятны и удобны, но не дают знания о происхождении сил, вызывающих притяжение нейтральных атомов и образовании молекул.

В 1927 г. физики-тео­ретики объяснили образование молекулы водорода таким образом. Каждый из атомов этого элемента имеет один электрон, занимающий сфери­ческую ls-атомную орбиталь и притягивающийся к положительно заряженному ядру. Если же удастся сблизить два атома водорода, то каждый из электронов начнет притягиваться уже к двум ядрам или (что то же самое) оба ядра будут притягиваться к электронам.

При этом устанавливается равновесие сил притяжения и отталкивания протон — протонного и электрон — электронного) и образуется устойчи­вая двухатомная молекула водорода.

Чтобы атомы не разбегались, электроны должны как можно больше вре­мени находиться между ядрами. Как этого добиться?

Атомные орбитали при взаимодействии атомов частично перекрываются и проникают друг в друга. В области проникновения электронных «облаков» возникает до­полнительный электрический заряд.

Область частичного перекрывания ведет себя как самостоятельная орбиталь, и здесь действуют те же правила, что и при заполнении атомных орбиталей, в том числе и принцип Паули. Согласно этому принципу, два электрона в молекуле водорода должны иметь разные спины (спин — это собственный магнитный момент электрона) — они обозначаются проти­воположно направленными стрелками:↑↓.

Принцип Паули объясняет, почему невозможно образование двухатомной молекулы гелия. Чтобы такая молекула, Не₂ оказалась устойчивой, в обла­сти перекрывания должны находиться четыре электрона. Однако сущест­вуют только два направления спина, значит, только два электрона могут находиться между ядрами. Остальные электроны будут «растаскивать» яд­ра, и атомы разлетятся. Молекула не образуется. В перекрывании могут участвовать не только s-, но и другие орби­тали. Однако электронные облака атомов перекрываются и проникают друг в друга только в том случае, если они имеют близкие зна­чения энергии и одинаковую симметрию. Вот, например, фтор F, у атома которого электронная формула [Не] 2s22pK Каждый атом фтора имеет семь валентных электронов — так называют внешние электроны, способные образовывать химическую связь. |

Атомные орбитали, занятые парами электронов, даже валентных, не перекрываются по той же причине, что и орбитали атомов гелия. Однако каждый атом фтора имеет одну орбиталь с единственным (неспаренным) электроном — вот эти-то орбитали будут проникать друг в друга (перекры­ваться). В области перекрывания расположатся два электрона от двух ато­мов фтора, которые свяжут их в молекулу.

Могут перекрываться и разные орбитали. Именно так образуется связь в молекуле фтороводорода HF. Дело в том, что s-орбиталь атома водорода и p -орбиталь атома фтора имеют разную форму, но одинаковую симметрию: при вращении вокруг оси, соединяющей ядра атомов, они совпадают са­ми с собой. По одному электрону от обоих атомов располагаются в облас­ти перекрывания этих орбиталей. И вот пара электронов объединяет ато­мы водорода и фтора: получается молекула HF.

У сферических s -орбиталей существует только одна возможность для перекрывания, а вот p -орбитали могут пере­крываться разными способами. Один из них показан на примере молекулы фтора. При таком перекрывании образуется так называемая σ-связь . Но есть и другая возможность — перекрывание боковыми областями электронного облака. В этом случае образуется π-связь , которая зна­чительно слабее σ-связи и может возникнуть только в дополнение к ней. Для этого двум атомам надо иметь p -орбитали, которые могут уча­ствовать в перекрывании. Такая возможность есть у атомов кислорода. Электронная формула атома кислорода [Не] 2s² 2p⁴ и здесь валентными яв­ляются шесть электронов. Атом кислорода имеет на одной p -орбитали два электрона, а на оставшихся двух — по одному. Вот эти-то атомные орбитали с одиночными (неспаренными) электронами и участвуют в перекры­вании.

Две p -орбитали двух атомов кислорода, расположенные вдоль линии, соединяющей их ядра, перекрываются и образуют σ-связь. А p -орби­тали, перпендикулярные этой линии, создают дополнительную π-связь. Связь становится двойной, а участвуют в ее образовании две пары электронов. Как будто атомы кислорода протянули друг другу по две руки.

У атома азота N (его электронная формула — [Не] 2s² 2р² ) из семи электронов валентными являются пять, три из которых располагаются поодиночке на трех p -орбиталях. При перекрывании электронных облаков двух ато­мов азота образуются одна σ- и две π-связи. Это уже тройная связь. Она отличается необычайной прочностью, и становится понятным, почему молекулы азота N2 с таким трудом вступают в химические реакции. А вообше-то иметь несколько орбиталей с неспаренными электронами удобно — можно образовать несколько связей с другими атомами. Вместо того чтобы использовать две связи на объединение друг с другом в молеку­ле О₂ атом кислорода может присоединить к себе два атома водорода — получится молекула воды Н₂ О.

Механизм возникновения химической связи, при котором используется по одному электрону от каж­дого атома, называют обменным. Здесь все атомы как бы обмениваются своими электронами.

К примеру, если два человека обменяются яблоками, у каждого опять бу­дет по одному яблоку, а если они обменяются идеями, у каждого их будет по две. А если один из них большой выдумщик и у него уже есть две идеи, а у его партнера ни одной? Что ж, во время общения результат окажется тем же — у каждого по две идеи, которые станут общими. Вот и пара электронов в области перекрывания может появиться и при пе­рекрывании двух орбиталей — пустой и имеющей два электрона. Это донорно-акцепторный механизм образования химической связи: атом-до­нор безвозмездно отдает, а атом-акцептор принимает два спаренных элек­трона.

У молекул воды или аммиака имеются атомные орбитали, не участвующие в образовании связи. Электроны, находящиеся на таких орбиталях, назы­вают неподеленными — наверное, потому, что атом еще не успел ими по­делиться. У него появляется такая возможность, если он присоединит к себе частицу, имеющую свободную атомную орбиталь, например катион водорода Н+, вообще не имеющий электронов. При этом получается кати­он оксония Н₃ О⁺ .

Таким образом на основе электромаг­нитных взаимодействий объясняются не только электрические и магнитные явления, но и оптические, и тепловые, и химические.

4. Слабое взаимодействие

Слабое взаимодействие, одно из фундаментальных взаимодействий, в котором участвуют все элементарные частицы (кроме фотона). Слабое взаимодействие гораздо слабее не только сильного, но и электромагнитного взаимодействия, но неизмеримо сильнее гравитационного. Ожидаемый радиус действия слабого взаимодействия порядка 2·10-16 см. Слабое взаимодействие обусловливает большинство распадов элементарных частиц, взаимодействия нейтрино с веществом и др. Для слабого взаимодействия характерно нарушение четности, странности, «очарования» и др. В кон. 60-х гг. создана единая теория слабого и электромагнитного взаимодействий (т. н. электрослабое взаимодействие).

Четность , квантовое число, характеризующее симметрию волновой функции физической системы или элементарной частицы при некоторых дискретных преобразованиях: если при таком преобразовании y не меняет знака, то четность положительна, если меняет, то четность отрицательна. Для абсолютно нейтральных частиц (или систем), которые тождественны своим античастицам, кроме четности пространственной, можно ввести понятия зарядовой четности и комбинированной четности (для остальных частиц замена их античастицами меняет саму волновую функцию).

Странность (S), целое (нулевое, положительное или отрицательное) квантовое число, характеризующее адроны. Странность частиц и античастиц противоположны по знаку. Адроны с S≠0 называются странными. Странность сохраняется в сильном и электромагнитном взаимодействиях, но нарушается (на 1) в слабом взаимодействии.

«Очарование» (чарм, шарм), квантовое число, характеризующее адроны (или кварки); сохраняется в сильном и электромагнитном взаимодействиях, но нарушается слабым взаимодействием. Частицы с ненулевым значением «очарование» называются «очарованными» частицами.

Слабое взаимодействие, например, управляет радиоактивным распадом.

Радиоактивный распад – это постепенное уменьшение числа ра­диоактивных атомов вещества при спонтанном ядерном распаде, в результате чего эти атомы из нестабильного состояния переходят в стабильное. Время, в течение которого распадается половина таких атомов, называется периодом полураспада. Процесс радиоактивно­го распада сопровождается испусканием альфа-частиц, нуклонов, электронов и гамма-лучей либо непосредственно из нестабильных атомных ядер, либо вследствие ядерной реакции.

Радиоактивный распад представляет собой естественный процесс, протекающий вокруг нас постоянно. Именно радиоактивный распад таких элементов, как уран, торий и калий, нагревает недра Земли. Внутренняя теплота ядра Земли также генерируется радиоактивным распадом элементов, образовавшихся в теле звезд и вошедших в со­став первобытной Земли вследствие Большого Взрыва. Эта же те­плота, в свою очередь, питает энергией тектоническую активность Земли.

Время, необходимое для распада (с вы­делением энергии) половины данного количества радиоактивного материала называется периодом полураспада. Атом распадается путем деления (или расщепления) атомного ядра, переходя из нестабильного состояния в стабильное. Все радиоактивные вещества стремятся со временем прийти в ста­бильное состояние, и этот процесс сопровождается испусканием ио­низирующего излучения. Период полураспада различных радиоактивных материалов варьирует от менее чем миллионной доли се­кунды до миллионов лет. Период полураспада какого-либо опреде­ленного вещества постоянен и не зависит от физических условий, таких, как давление или температура. Поэтому радиоактивность можно использовать для оценки интервалов времени, измеряя долю ядер, которая уже подверглась распаду. Например, измерив коли­чество углерода, оставшееся в ископаемых остатках, можно узнать, сколь давно этот ископаемый материал образовался.

Периоды полураспада радиоактивных веществ, представляющих наибольшую угрозу человечеству, не являются ни очень коротки­ми, ни очень долгими. Короткоживущие вещества теряют свою ак­тивность столь быстро, что не представляют опасности. Радиоактив­ность очень долгоживущих материалов уменьшается столь медленно, что вредное ионизирующее излучение от них практически безопасно.