1. Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория н Бора. Уравнение волны де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.

Достижения экспериментальной физики к концу 19 в. со всей убедительностью доказали неправомерность представлений о неделимости атома. Французский физик Беккерель в 1986 г обнаружил самопроизвольное испускание урановыми рудами ранее неизвестного вида излучен6ия, проникающего через вещества. Несколько позднее то же явление было обнаружено и основательно изучено французскими учеными П. Кюри и М Склодовской-Кюри, которые объяснили наблюдаемое излучение естественной радиоактивностью. Они открыли (1898г) в урановых рудах два новых и более мощных источника излучения, чем сам уран. Ими оказались радиоактивные элементы полоний и радий. Было найдено, что радий претерпевает многоступенчатый спонтанный распад, который заканчивается образованием стабильного свинца. Поскольку атомы свинца качественно отличаются от атомов радия, такое превращение элементов можно объяснить только тем, что атомы обоих элементов построены из одинаковых, более мелких, чем сами атомы частиц. Это послужило основанием для глубокого теоретического и экспериментального изучения строения атома.

Первым основополагающим достижением в области изучения внутреннего строения вещества было создание модели атома английским физиком Резерфордом (1911г). По Резерфорду атом состоит из ядра, окруженного электронной оболочкой. Выдающийся датский физик Бор использовал представления Резерфорда и созданную немецким физиком Планком (1900г) квантовую теорию для разработки в 1913 г теории водородоподобного атома и первой квантовой модели атома. В соответствии с квантовой моделью атома Бора электрон, имеющий определенное энергетическое состояние, движется в атоме по круговой орбите. Электроны с одинаковым запасом энергии находятся на равных расстояниях от ядра; каждому энергетическому уровню отвечает свой набор электронов, названный Бором электронным слоем. Таким образом, по Бору электроны одного слоя двигаются по шаровой поверхности, электроны следующего слоя – по своей шаровой поверхности; все сферы вписаны одна в другую с центром, отвечающим атомному ядру. Внешняя сфера образует внешнюю границу атома. При современном уровне познания такое представление о движении электронов в атоме имеет только историческое значение и абсолютно недостаточно для объяснения формирования химической связи. В 1916г модель атома Бора была усовершенствована немецким физиком Зоммерфельдом, который объединил квантовую теорию Планка и теорию относительности Эйнштейна, создав квантовую теорию атомных орбит, которые по Зоммерфельду могут быть не только круговыми, но и эллиптическими. Следующий этап в становлении квантовой теории строения атома начался с теоретического обоснования французским ученым де Бройлем двойственной природы материальных частиц, в частности электрона. Распространив идею Эйнштейна о двойственной природе света на вещество, де Бройль постулировал (1924г), что поток электронов наряду с корпускулярным характером обладает и волновыми свойствами. Длина волны любого движущегося объекта l=h¤mn. Где m – масса частицы; n - скорость движения частицы; h – постоянная Планка; l - длина волны объекта, называемая длиной волны де Бройля. Волновые свойства микрочастиц выражаются также в ограниченности применения к ним некоторых понятий классической механики, а именно координаты и импульса. Например, один из способов наблюдения за объектом – воздействие на него электромагнитного излучения (свет, радиоволны) и регистрации отраженного сигнала, что широко используется в радиолокации, эхолокации. Причем, чем сильнее воздействие, тем сильнее отраженный сигнал. Если ведется наблюдение за макрообъектами. То действие на них электромагнитного излучения не изменяет ни их положения, ни скорости. В случае наблюдения за объектами микромира (например электронами) ситуация выглядит иначе. При воздействии кванта света (фотона) на микрочастицу ее скорость не остается без изменения. Зная положение микрочастицы в какой-то момент времени, нельзя в это же мгновение определить ее скорость, поскольку она уже изменилась. Гейзенберг в 1927 г предложил соотношения, которые получили название принципа неопределенности. Согласно этому принципу, невозможно одновременно точно определить координаты частицы и ее импульс.

Строение атома: ядро, электронная оболочка. Химический элемент. Схемы строения атомов на примере химических элементов третьего периода. В результате экспериментов, посвященных изучению строения атома, было установлено, что атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Ядро образовано протонами и нейтронами. Протон — это частица, имеющая положительный заряд (+1).

Нейтрон — это нейтральная частица, заряд ее равен 0.

Из определений следует, что величина заряда ядра атома равна числу протонов и имеет положительное значение.

Электронная оболочка образована электронами, заряд у которых отрицательный. Число электронов равно числу протонов, поэтому заряд атома в целом равен 0 (т. е. атом электронейтральная частица).

Число протонов, а следовательно, заряд ядра и число электронов численно равны порядковому номеру химического элемента.

Далее следует отметить, что практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Это связано с тем, что масса электрона настолько меньше массы протона или нейтрона, что ею пренебрегают (не учитывают).

Электроны двигаются вокруг ядра атома, не беспорядочно, а в зависимости от энергии, которой они обладают, образуя так называемый электронный слой.

На каждом электронном слое может располагаться определенное число электронов: на первом — не больше двух, на втором — не ольше восьми, на третьем — не больше восемнадцати.

Число электронных слоев определяется по номеру периода, в котором расположен химический элемент Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы рассматриваемого элемента. Так, например, кислород расположен во втором периоде VI группы. Из этого следует, что у него два электронных слоя и на внешнем (втором) расположено шесть электронов.

Электронные слои заполняются у атомов постепенно, по мере увеличения общего числа электронов, которое соответствует порядковому номеру химического элемента. В сумме на первых двух электронных слоях может располагаться не более 10 электронов, т. е. элементом, завершающим второй период, является неон (Ne).

У атомов третьего периода в атоме находится три электронных слоя. Первый и второй электронные слои заполнены электронами до предела. Для первого представителя элементов третьего периода натрия схема расположения электронов в атоме выглядит так:

Из схемы видно, что атом натрия имеет заряд ядра +11. Электронную оболочку атома составляют 11 электронов. На первом электронном слое находится два электрона, на втором — восемь, а на третьем — один электрон. У магния, как элемента II группы этого периода, на внешнем электронном слое находится уже два электрона:

Для остальных элементов периода изменение строения атома происходит аналогично. У каждого последующего элемента, в отличие от предыдущего, заряд ядра больше на одну единицу и на внешнем электронном слое расположено на один электрон больше. Число электронов, располагающихся на внешнем электронном слое, равно номеру группы.

Завершает период аргон. Заряд его ядра +18. Это элемент VIII группы, поэтому на внешнем электронном слое его атома находится восемь электронов:

Далее можно сделать выводы и об изменении свойств элементов в периоде. Любой период (кроме первого) начинается типичным металлом. В третьем периоде это натрий Na. Далее следует магний Mg, также обладающий ярко выраженными металлическими свойствами. Следующий элемент в периоде — алюминий А1. Это ам-фотерный элемент, проявляющий двойственные свойства (и металлов и неметаллов). Остальные элементы в периоде — неметаллы: кремний Si, фосфор Р, хлор С1. И заканчивается период инертным газом аргоном Аг.

Таким образом, в периоде происходит постепенное ослабление металлических свойств и возрастание свойств неметаллов. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа электронов на внешнем электронном слое: от 1 — 2, характерных для металлов, и заканчивая 5 — 8 электронами, соответствующими элементам-неметаллам.

Ковалентная химическая связь образуется электронами общими для двух атомов. Связь, объединяющая в кристаллах и молекулах нейтральные атомы на валентных орбиталях которых имеются неспаренные электроны. Связь возникает за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма. Два общих электрона образуют одинарную связь, четыре - двойную, а шесть - тройную связь, энергия которой 100-1000 кДж/моль и распределяется приблизительно следующим образом среди наиболее часто встречающихся в биологической химии комбинаций

Ионные связи образуются в тех случаях, когда один атом отдаёт один или более электронов другому. В результате этого перераспределения электронных плотностей (переноса) возникают электростатические взаимодействия между образовавшимися положительно или отрицательно заряженными ионами. На деле ионная связь между атомами в чистом виде не реализуется нигде или почти нигде, обычно связь носит частично ионный, а частично ковалентный характер. В то же время связь сложных молекулярных ионов часто может считаться чисто ионной. Важнейшими отличиями ионной связи от других типов химической связи заключаются в ненаправленности и ненасыщаемости. Именно поэтому кристаллы, образованные за счёт ионной связи тяготеют к различным плотнейшим упаковкам соответствующих ионов. Характеристикой подобных соединений служит хорошая растворимость в полярных растворителях (вода, кислоты и т.д.). Это происходит из за заряженности частей молекулы. При этом диполи растворителя притягиваются к заряженным концам молекулы, и, в результате Броуновского движения, "растаскивают" молекулу вещества на части и окружают их, не давая соединиться вновь. В итоге получаются ионы окружённые диполями растворителя. При растворении подобных соединений, как правило, выделяется энергия, так как суммарная энергия образованных связей растворитель-ион больше энергии связи анион-катион. Исключения составляют многие соли азотной кислоты (нитраты), которые при растворении поглощают тепло (растворы охлаждаются). Для разных типов связи энергия связи определяется и называется по-разному. Для ионной связи эта энергия называется молярной энергией ионной кристаллической решетки, или кратко энергия решетки и составляет приблизительно 100-20000 кДж/моль.

Водородные связи возникают в результате дипольных взаимодействий. Чаще всего они имеют место в тех молекулах, где атомы Н связаны с О, N или галогенами, особенно F. Высокая электроотрицательность этих элементов и малый объём атома Н, образующего положительный конец диполя, приводят к исключительно высокой полярности этой связи. Тогда водород в форме Н+ сильно притягивается заряженной группой другой полярной молекулы. Таким образом, одна связь является сильно полярной ковалентной связью, а другая осуществляется в результате электростатического взаимодействия. Энергия водородной связи находится в пределах 10-50 кДж/моль. Межмолекулярные водородные связи оказывают сильное воздействие на физические свойства многих веществ и, в первую очередь, воды. Внутримолекулярные водородные связи являются важным фактором, стабилизирующим форму молекул (например, белков) и лежат в основе некоторых из их свойств (например, сократимости). Разрыв водородных связей приводит к существенному изменению всей молекулы, а в случае белков - к их денатурации. Водородные связи во многом обуславливают физические свойства воды и многих органических жидкостей (спирты, карбоновые кислоты,амиды карбоновых кислот, сложные эфиры). Аномально высокая теплоемкость воды и многоатомных спиртов обеспечивается многочисленными водородными связями. Одна молекула воды может образовать до четырёх классических водородных связей с соседями (с учетом бифуркатных связей Н-связей до 5-6). Водородные связи повышают температуру кипения, вязкость и поверхностное натяжение жидкостей. Водородные связи ответственны за многие другие уникальные свойства воды.

Гидрофобные взаимодействия (гидрофобность или лиофобность) связывают неполярные (гидрофобные) части одной или разных молекул в водных растворах, характеризуя способность вещества взаимодействовать с жидкой средой. Энергия каждого такого взаимодействия не велика и может находиться в пределах 1-10 кДж/моль. Однако взаимодействие большого числа длинных молекулярных цепей приводит к возникновению весьма устойчивых систем, способных быть очень чувствительными к изменению статических, электростатических и иных сил и полей в своём окружении. Существование таких связей и их сила определяются изменением энтропии системы и играют важную роль в стабилизации конформаций биополимеров, образовании структур биологических мембран, регулируемых активностей мембранных образований. В особенности это касается трансмембранных белковых структур (например: ионоселективных каналов, аденилатциклазы, гексокиназы и др.).

Ван-дер-ваальсовые взаимодействия складываются из сил отталкивания атомов, обусловленных перекрыванием их электронных плотностей и дисперсионного взаимного притяжения. При сближении атомов электроны, имеющие противоположно направленные спины, отталкиваются. В результате такого отталкивания электронная плотность в пространстве между ядрами двух взаимодействующих атомов уменьшается. Это и приводит к увеличению энергии межъядерного отталкивания. Таким образом, Ван-дер-ваальсовое отталкивание атомов складывается из отталкивания электронов и электростатического отталкивания дезэкранированных ядер (вследствие взаимодействия атомарных электронов). Энергия Ван-дер-Ваальсового взаимодействия приблизительно составляет 0,1-1 кДж/моль.

Макроэргические связи - это ковалентные связи которые гидролизуются с выделением значительного количества энергии 30 кДж/моль и более (свободная энергия гидролиза). Вообще термин "макроэргическая связь" используется исключительно для связей, энергия которых используется в метаболизме и не указывает на истинную величину энергии связей. Как известно, энергия связей всегда положительна, другими словами, разрыв любой связи, в том числе и макроэргической, всегда требует дополнительных затрат энергии, но их результирующая - выше. Важно отметить, что последовательное усложнение материи неизбежно приводит к усложнению и усовершенствованию инструментов её самоуправления и управления. При этом количество таких инструментов весьма ограничено физическими и химическими свойствами самой материи. Появление макроэргических связей на горизонте эволюционного процесса, открыло фактически новую эру в возможностях мобильного применения химических (биохимических) связей в формировании, поддержании и усовершенствовании гомеостатического устройства в инструментальном обеспечении жизнедеятельности организованной материи. Одним из таких структурно-функциональных инструментов является межмолекулярное взаимодействие.

Ориентационные силы действуют между полярными молекулами. Сила притяжения между двумя полярными молекулами максимальна в том случае, когда их дипольные моменты располагаются по одной линии и зависит от их взаимной ориентации. Поэтому их и называют "ориентационными".

Индукционные силы действуют между полярной и неполярной молекулами, а также между полярными молекулами. Полярная молекула создаёт электрическое поле, которое поляризует другую молекулу, индуцируя в ней дипольный момент.

Дисперсионное межмолекулярное взаимодействие действует между неполярными молекулами. Его природа была выяснена только после появления теории квантовой механики. В атомах и молекулах электроны сложным образом "движутся" вокруг ядер, образуя соответствующие конфигурации электронных плотностей. В среднем времени дипольные моменты неполярных молекул оказываются нейтральными. Однако мгновенное значение дипольного момента может быть отлично от нуля. Таким образом, мгновенный диполь создаёт своё мгновенное электрическое поле, способное поляризовать соседние молекулы. Возникает прецедент взаимодействия мгновенных диполей, а энергия взаимодействия неполярных молекул и есть результат взаимодействия таких мгновенных диполей.

Силы отталкивания действуют между молекулами на очень малых расстояниях, когда приходят в соприкосновение заполненные электронные плотности атомов, входящих в состав молекул. Возникающие при этом силы отталкивания зависят в большей степени, чем силы притяжения, от индивидуальных особенностей молекул.