Контрольная работа по "Естествознанию"

Этимологию термина валентность возможно отследить начиная с 1425 года, когда его начали использовать в научных текстах в значении «экстракт», «препарат». Использование в рамках современного определения зафиксировано в 1884 году (нем. Valenz). В 1789 году Уильям Хиггинс опубликовал работу, в которой высказал предположение о существовании связей между мельчайшими частицами вещества.

Эдуард Франкленд – основоположник современных представлений о валентности

Однако точное и позже  полностью подтверждённое понимание феномена валентности было предложено в 1852 году химиком Эдуардом Франклендом в работе, в которой он собрал и переосмыслил все существовавшие на тот момент теории и предположения на этот счёт. Наблюдая способность к насыщению разных металлов и сравнивая состав органических производных металлов с составом неорганических соединений, Франкленд ввёл понятие о «соединительной силе», положив этим основание учению о валентности. Хотя Франкленд и установил некоторые частные закономерности, его идеи не получили развития.

Решающую роль в создании теории валентности сыграл Фридрих Август Кекуле. В 1857 г. он показал, что углерод является четырёхосновным (четырёхатомным) элементом, и его простейшим соединением является метан СН₄. Уверенный в истинности своих представлений о валентности атомов, Кекуле ввёл их в свой учебник органической химии: основность, по мнению автора — фундаментальное свойство атома, свойство такое же постоянное и неизменяемое, как и атомный вес. В 1858 г. взгляды, почти совпадающие с идеями Кекуле, высказал в статье «О новой химической теории»Арчибальд Скотт Купер.

Уже три года спустя, в сентябре 1861 г. А. М. Бутлеров внёс в теорию валентности важнейшие дополнения. Он провёл чёткое различие между свободным атомом и атомом, вступившим в соединение с другим, когда его сродство «связывается и переходит в новую форму». Бутлеров ввёл представление о полноте использования сил сродства и о «напряжении сродства», то есть энергетической неэквивалентности связей, которая обусловлена взаимным влиянием атомов в молекуле. В результате этого взаимного влияния атомы в зависимости от их структурного окружения приобретают различное «химическое значение». Теория Бутлерова позволила дать объяснение многим экспериментальным фактам, касавшимся изомерии органических соединений и их реакционной способности.

Огромным достоинством теории валентности  явилась возможность наглядного изображения молекулы. В 1860-х гг. появились первые молекулярные модели. Уже в 1864 г. А. Браун предложил использовать структурные формулы в виде окружностей с помещёнными в них символами элементов, соединённых линиями, обозначающими химическую связь между атомами; количество линий соответствовало валентности атома. В 1865 г. А. фон Гофман продемонстрировал первые шаростержневые модели, в которых роль атомов играли крокетные шары. В 1866 г. в учебнике Кекуле появились рисунки стереохимических моделей, в которых атом углерода имел тетраэдрическую конфигурацию.

Современные представления о валентности

С момента возникновения теории химической связи понятие «валентность» претерпело существенную эволюцию. В настоящее время оно не имеет строгого научного толкования, поэтому практически полностью вытеснено из научной лексики и используется, преимущественно, в методических целях.

 

Резонансная модель образования ковалентных  связей в молекуле HNO₃

В основном, под валентностью химических элементов понимается способность свободных его атомов к образованию определённого числа ковалентных связей. В соединениях с ковалентными связями валентность атомов определяется числом образовавшихся двухэлектронных двухцентровых связей. Именно такой подход принят в теории локализованных валентных связей, предложенной в 1927 году В. Гайтлером и Ф. Лондоном в 1927 г. Очевидно, что если в атоме имеется n неспаренных электронов и m неподелённых электронных пар, то этот атом может образовывать n + m ковалентных связей с другими атомами^[4]. При оценке максимальной валентности следует исходить из электронной конфигурации гипотетического, т. н. «возбуждённого» (валентного) состояния. Например, максимальная валентность атома бериллия, бора и азота равна 4 (например, в Be(OH)₄^2–, BF₄^– и NH₄⁺), фосфора — 5 (PCl₅), серы — 6 (H₂SO₄), хлора — 7 (Cl₂O₇).

 

Структурная формула молекулы этана

В ряде случаев, с валентностью отождествляются такие характеристики молекулярной системы как степень окисления элемента, эффективный заряд на атоме, координационное число атома и т. д. Эти характеристики могут быть близки и даже совпадать количественно, но ни коим образом не тождественны друг другу. Например, в изоэлектронных молекулах азота N₂, монооксида углерода CO и цианид-ионе CN^– реализуется тройная связь (т.е. валентность каждого атома равна 3), однако степень окисления элементов равна, соответственно, 0, +2, –2, +2 и –3. В молекуле этана(см. рис.) углерод четырёхвалентен, как и в большинстве органических соединений, тогда как степень окисления формально равна –3.

Особенно это справедливо для  молекул с делокализованными  химическими связями, например в азотной кислоте степень окисления азота равна +5, тогда как азот не может иметь валентность выше 4. Известное из многих школьных учебников правило — «Максимальная валентность элемента численно равна номеру группы в Периодической таблице» — относится исключительно к степени окисления. Понятия «постоянной валентности» и «переменной валентности» также преимущественно относятся к степени окисления.

Семиполярные и донорно-акцепторные (дативные) связи по своей сути являются «двойными» связями, поскольку при их образовании происходят оба процесса: перенос электрона (образование ионной связи) и обобществление электронов (образование ковалентной связи).

Понятие валентности нельзя использовать и в очень многих случаях, когда  невозможно применить модель двухэлектронных двухцентровых связей^[6]. Представления о валентности не применимы к описанию кластерным соединениям, бороводородам, карборанам, π-комплексам, соединениям благородных газов и многим другим. Например, катионы щелочных металлов в комплексах с краун-эфирами проявляют валентность, намного превышающую их степень окисления.

Некорректным будет  использование валентности для  описания соединений ионной, кристаллической  природы. Так в кристалле хлорида натрия NaCl у каждого иона Na⁺ или Cl^– — центра элементарной ячейки — реальное число соседних ионов координационное число равно 6, а степень окисления — +1 и –1 соответственно. Локализованных же электронных пар вовсе нет.

В современной химии  активно используется метод молекулярных орбиталей, в котором отсутствуют какие-либо аналоги понятия валентности атома. Между тем, понятие кратности химической связи наиболее близко к характеристике числа образуемых связей. Отождествление единичной связи с двухэлектронной молекулярной орбиталью возможно лишь в предельном, локализованном случае^[5]. В квантовой химии аналога понятия валентности как характеристики атома в молекуле не существует, а используемое понятие спин-валентности относится к изолированному атому.

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

Степень окисления соответствует заряду иона или формальному заряду атома в молекуле или в химической формальной единице, например:

Степень окисления указывается  сверху над символом элемента. В отличие от указания заряда иона, при указании степени окисления первым ставится знак, а потом численное значение, а не наоборот:

 — степень окисления,

 
 — заряды.

Степень окисления атома  в простом веществе равна нулю, например:

Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю:

Понятие степени окисления  вполне применимо и для нестехиометрических соединений (КС₈, Mo₅Si₃, Nb₃B₄ и др.). Например в известной реакции обжига пирита:

4FeS₂ +11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

удобнее всего принять в исходном соединение степень окисления у железа +3 (хотя реально атом железа смещает от себя 2 электрона, то есть степень окисления железа +2), а у серы −3/2 (!), что совсем не противоречит определению степени окисления, как условной единицы и позволяет так же просто, как и в случае других окислительно-восстановительных процессов, уравнять реакцию.

Суммарная степень окисления  атомов в молекуле всегда равна нулю.

Условность

Следует помнить, что  степень окисления является сугубо условной величиной, не имеющей физического смысла, но характеризующей образование химической связи межатомарного взаимодействия в молекуле.

Степень окисления в  ряде случаев не совпадает с валентностью. Например, в органических соединениях углерод всегда четырёхвалентен, а степень окисления атома углерода в соединениях метана CH₄, метилового спирта CH₃OH, формальдегида HCOH, муравьиной кислоты HCOOH и диоксида углерода CO₂, соответственно, равна −4, −2, 0, +2 и +4.

Степень окисления зачастую не совпадает с фактическим числом электронов, которые участвуют в образовании связей. Обычно это молекулы с различными электрондефицитными химическими связями и делокализацией электронной плотности. Например, в молекуле азотной кислоты степень окисления центрального атома азота равна +5, тогда как формальная валентность - 4, а координационое число - 3. В молекуле озона, имеющей сходное с SO₂ строение, атомы кислорода характеризуется нулевой степенью окисления.

Истинные заряды атомов в соединениях, определённые экспериментальным  путём, также не совпадают со степенями  окисления этих элементов. Например, заряды атомов водорода и хлора в молекуле хлороводорода  HCl, в действительности, равны соответственно +0,17 и −0,17, хотя их степени окисления в этом соединении равны +1 и −1, а в кристаллах сульфида цинка ZnS заряды атомов цинка и серы равны соответственно +0,86 и −0,86, вместо степеней окисления +2 и −2.

 

 

 

 

3. Эволюция звезд (этапы существования звезд). Нормальные звезды, красные гиганты, белые карлики, нейтронные звезды, черные дыры

Звёздная эволюция в астрономии — последовательность изменений, которым звезда подвергается в течение её жизни, то есть на протяжении сотен тысяч, миллионов или миллиардов лет, пока она излучает свет и тепло. В течение таких колоссальных промежутков времени изменения оказываются весьма значительными.

Звезда начинает свою жизнь как холодное разрежённое  облако межзвёздного газа, сжимающееся под действием собственного тяготения и постепенно принимающее форму шара. При сжатии энергия гравитации переходит в тепло, и температура объекта возрастает. Когда температура в центре достигает 15-20 миллионов К, начинаются термоядерные реакции и сжатие прекращается. Объект становится полноценной звездой. Первая стадия жизни звезды подобна солнечной — в ней доминируют реакции водородного цикла^[1]. В таком состоянии он пребывает бо́льшую часть своей жизни, находясь на главной последовательности диаграммы Герцшпрунга — Расселла, пока не закончатся запасы топлива в его ядре. Когда в центре звезды весь водород превращается в гелий, образуется гелиевое ядро, а термоядерное горение водорода продолжается на его периферии.

В этот период структура  звезды начинает меняться. Её светимость растёт, внешние слои расширяются, а температура поверхности снижается — звезда становится красным гигантом, которые образуют ветвь на диаграмме Герцшпрунга-Рассела. На этой ветви звезда проводит значительно меньше времени, чем на главной последовательности. Когда накопленная масса гелиевого ядра становится значительной, оно не выдерживает собственного веса и начинает сжиматься; если звезда достаточно массивна, возрастающая при этом температура может вызвать дальнейшее термоядерное превращение гелия в более тяжёлые элементы (гелий — в углерод, углерод — в кислород, кислород — в кремний, и наконец — кремний вжелезо).

Изучение звёздной эволюции невозможно наблюдением лишь за одной звездой — многие изменения в звёздах протекают слишком медленно, чтобы быть замеченными даже по прошествии многих веков. Поэтому учёные изучают множество звёзд, каждая из которой находится на определённой стадии жизненного цикла. За последние несколько десятилетий широкое распространение в астрофизике получило моделирование структуры звёзд с использованием вычислительной техники.

Белые карлики

Вскоре после гелиевой вспышки «загораются» углерод и кислород; каждое из этих событий вызывает серьёзную перестройку звезды и её быстрое перемещение по диаграмме Герцшпрунга — Рассела. Размер атмосферы звезды увеличивается ещё больше, и она начинает интенсивно терять газ в виде разлетающихся потоков звёздного ветра. Судьба центральной части звезды полностью зависит от её исходной массы: ядро звезды может закончить свою эволюцию как белый карлик (маломассивные звёзды); в случае, если её масса на поздних стадиях эволюции превышает предел Чандрасекара — как нейтронная звезда (пульсар); если же масса превышает предел Оппенгеймера — Волкова — как чёрная дыра. В двух последних случаях завершение эволюции звёзд сопровождается катастрофическими событиями — вспышками сверхновых.