Энциклопедия Кольера - атома строение

АТОМ КАК ЦЕЛОЕ

Историю возникновения самых общих представлений об атоме обычно ведут со времен греческого философа Демокрита (ок. 460 ок. 370 до н. э.), много размышлявшего о наименьших частицах, на которые можно было бы поделить любое вещество. Группу греческих философов, придерживавшихся того взгляда, что существуют подобные крошечные неделимые частицы, называли атомистами. Греческий философ Эпикур (ок. 342-270 до н.э.) принял атомную теорию, и в первом веке до н.э. один из его последователей, римский поэт и философ Лукреций Кар, изложил учение Эпикура в поэме "О природе вещей", благодаря которой оно и сохранилось для следующих поколений. Аристотель (384-322 до н.э.), один из крупнейших ученых древности, атомистическую теорию не принимал, и его взгляды на философию и науку преобладали впоследствии в средневековом мышлении. Атомистической теории как бы не существовало до самого конца эпохи Возрождения, когда на смену чисто умозрительным философским рассуждениям пришел эксперимент. В эпоху Возрождения начались систематические исследования в областях, именуемых ныне химией и физикой, принесшие с собой новые догадки о природе "неделимых частиц". Р.Бойль (1627-1691) и И.Ньютон (1643-1727) исходили в своих рассуждениях из представления о существовании неделимых частиц вещества. Однако ни Бойлю, ни Ньютону не потребовалось детальной атомистической теории для объяснения интересовавших их явлений, и результаты проведенных ими экспериментов не сказали ничего нового о свойствах "атомов".

Законы Дальтона. Первым действительно научным обоснованием атомистической теории, убедительно продемонстрировавшим рациональность и простоту гипотезы о том, что всякий химический элемент состоит из мельчайших частиц, явилась работа английского школьного учителя математики Дж.Дальтона (1766-1844), статья которого, посвященная этой проблеме, появилась в 1803. Дальтон изучал свойства газов, в частности отношения объемов газов, вступавших в реакцию образования химического соединения, например, при образовании воды из водорода и кислорода. Он установил, что отношения прореагировавших количеств водорода и кислорода всегда представляют собой отношения небольших целых чисел. Так, при образовании воды (H2O) в реакцию с 16 г кислорода вступают 2,016 г газообразного водорода, а при образовании пероксида водорода (H2O2) с 2,016 г водорода соединяются 32 г газообразного кислорода. Массы кислорода, реагирующие с одной и той же массой водорода при образовании этих двух соединений, соотносятся между собой как небольшие числа: 16:32 = 1:2. На основе подобных результатов Дальтон сформулировал свой "закон кратных отношений". Согласно этому закону, если два элемента соединяются в разных пропорциях, образуя разные соединения, то массы одного из элементов, соединяющиеся с одним и тем же количеством второго элемента, соотносятся как небольшие целые числа. По второму закону Дальтона, "закону постоянных отношений", в любом химическом соединении соотношение масс входящих в него элементов всегда одно и то же. Большое количество экспериментальных данных, относящихся не только к газам, но также и к жидкостям и твердым соединениям, собрал Й.Берцелиус (1779-1848), который провел точные измерения реагирующих масс элементов для многих соединений. Его данные подтвердили сформулированные Дальтоном законы и убедительно продемонстрировали наличие у каждого элемента наименьшей единицы массы. Атомные постулаты Дальтона имели то преимущество перед абстрактными рассуждениями древнегреческих атомистов, что его законы позволяли объяснить и увязать между собой результаты реальных опытов, а также предсказать результаты новых экспериментов. Он постулировал, что 1) все атомы одного и того же элемента тождественны во всех отношениях, в частности, одинаковы их массы; 2) атомы разных элементов имеют неодинаковые свойства, в частности, неодинаковы их массы; 3) в соединение, в отличие от элемента, входит определенное целое число атомов каждого из составляющих его элементов; 4) в химических реакциях может происходить перераспределение атомов, но ни один атом не разрушается и не создается вновь. (В действительности, как выяснилось в начале 20 в., эти постулаты не вполне строго выполняются, т.к. атомы одного и того же элемента могут иметь разные массы, например водород имеет три такие разновидности, называемые изотопами; кроме того, атомы могут претерпевать радиоактивные превращения и даже полностью разрушиться, но не в химических реакциях, рассматривавшихся Дальтоном.) Основанная на этих четырех постулатах атомная теория Дальтона давала самое простое объяснение законов постоянных и кратных отношений. Хотя законы Дальтона лежат в основе всей химии, ими не определяются фактические размеры и массы атомов. Они ничего не говорят о числе атомов, содержащихся в определенной массе элемента или соединения. Молекулы простых веществ слишком малы, чтобы их можно было взвесить по отдельности, поэтому для определения масс атомов и молекул приходится прибегать к косвенным методам.

Число Авогадро. В 1811 А. Авогадро (1776-1856) выдвинул гипотезу, которая значительно упрощала анализ того, как из элементов образуются соединения, и устанавливала различие между атомами и молекулами. Его мысль состояла в том, что равные объемы газов, находящиеся при одинаковых температуре и давлении, содержат одно и то же число молекул. В принципе намек на это можно найти в более ранней работе Ж.Гей-Люссака (1778-1850), который установил, что отношение объемов газообразных элементов, вступающих в химическую реакцию, выражается целыми числами, хотя и отличными от отношений масс, полученных Дальтоном. Например, 2 л газообразного водорода (молекулы H2), соединяясь с 1 л газообразного кислорода (молекулы O2), образуют 1 л паров воды (молекулы H2O). Истинное число молекул в данном объеме газа чрезвычайно велико, и до 1865 его не удавалось определить с приемлемой точностью. Однако уже во времена Авогадро проводились грубые оценки на основе кинетической теории газов. Очень удобной единицей измерения количества вещества является моль, т.е. количество вещества, в котором столько же молекул, сколько атомов в 0,012 кг самого распространенного изотопа углерода 12С. Один моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.), т.е. стандартных температуре и давлении, занимает объем 22,4 л. Число Авогадро это полное число молекул в одном моле вещества или в 22,4 л газа при н.у. Другие методы, такие, как рентгенография, дают для числа Авогадро N0 более точные значения, нежели полученные на основе кинетической теории. Значение, принятое в настоящее время, таково: 6,0221367Ч1023 атомов (молекул) в одном моле. Следовательно, в 1 л воздуха содержится примерно 3Ч1022 молекул кислорода, азота и других газов. Важная роль числа Авогадро для физики атома связана с тем, что оно позволяет определить массу и приблизительные размеры атома или молекулы. Поскольку масса 22,4 л газообразного H2 составляет 2,016Ч10-3 кг, масса одного атома водорода равна 1,67Ч10-27 кг. Если считать, что в твердом теле атомы расположены вплотную друг к другу, то число Авогадро позволит приближенно оценить радиус r, скажем, атомов алюминия. Для алюминия 1 моль равен 0,027 кг, а плотность 2,7Ч103 кг/м3. При этом имеем