Что слабое взаимодействие каковы особенности. Слабое взаимодействие. Развитие научных взглядов на взаимодействие частиц до эволюционного создания теории «Великого объединения»

Фосфор известен в нескольких аллотропических модификациях: белый, красный, фиолетовый и черный. В лабораторной практике приходится встречаться с белой и красной модификациями.

Белый фосфор - твердое вещество. В обычных условиях он желтоватый, мягкий и по внешнему виду похож на воск. Он легко окисляется и воспламеняется. Белый фосфор ядовит - на коже оставляет болезненные ожоги. В продажу белый фосфор поступает в виде палочек разной длины диаметром 0,5-2 см .

Белый фосфор легко окисляется, и поэтому его хранят под водой в тщательно закупоренных сосудах из темного стекла в мало освещенных и не очень холодных помещениях (во избежание растрескивания банок из-за замерзания воды). Количество кислорода, содержащееся в воде и окисляющее фосфор, очень невелико; оно составляет 7-14 мг на литр воды.

Под воздействием света белый фосфор переходит в красный.

При медленном окислении наблюдается свечение белого фосфора, а при энергичном окислении происходит его воспламенение.

Белый фосфор берут пинцетом или металлическими щипцами; ни в коем случае нельзя дотрагиваться до него руками.

При ожоге белым фосфором промывают обожженное место раствором АgNO 3 (1:1) или КМnO 4 (1:10) и накладывают мокрую повязку, пропитанную теми же растворами или 5%-ным раствором сульфата меди, затем рану промывают водой и после разглаживания эпидермиса накладывают вазелиновую повязку с метиловым фиолетовым. При тяжелых ожогах обращаются к врачу.

Растворы нитрата серебра, перманганата калия и сульфата меди окисляют белый фосфор и тем прекращают его поражающее действие.

При отравлении белым фосфором принимают внутрь по чайной ложке 2%-ного раствора сульфата меди до появления рвоты. Затем при помощи пробы Митчерлиха на основе свечения устанавливают присутствие фосфора. Для этого к рвоте отравленного добавляют воды, подкисленной серной кислотой, и перегоняют в темноте; при содержании фосфора наблюдают свечение паров. В качестве прибора пользуются колбой Вюрца, к боковой трубке которой присоединяют холодильник Либиха, откуда перегоняемые продукты поступают в приемник. Если пары фосфора направлять в раствор нитрата серебра, то выпадает черный осадок металлического серебра, образующийся по уравнению, приведенному в опыте восстановления солей серебра белым фосфором.

Уже 0,1 г белого фосфора является смертельной дозой для взрослого человека.

Режут белый фосфор ножом или ножницами в фарфоровой ступке под водой. При пользовании водой комнатной температуры фосфор крошится. Поэтому лучше пользоваться теплой водой, но не выше 25-30°. После разрезания фосфора в теплой воде его переносят в холодную воду или охлаждают струей холодной воды.

Белый фосфор - очень огнеопасное вещество. Он воспламеняется при температуре 36-60° в зависимости от концентрации кислорода в воздухе. Поэтому при проведении опытов во избежание несчастного случая необходимо учитывать каждую его крупинку.

Высушивание белого фосфора производят быстрым прикладыванием к нему тонкой асбестовой или фильтровальной бумаги, избегая трения или надавливания.

При воспламенении фосфора его гасят песком, мокрым полотенцем или водой. Если горящий фосфор находится на листе бумаги (или асбеста), этот лист запрещается трогать, так как расплавленный горящий фосфор можно легко разлить.

Белый фосфор плавится при 44°, кипит при 281°. Плавят белый фосфор подводой, так как в соприкосновении с воздухом расплавленный фосфор воспламеняется. Сплавлением и последующим охлаждением белый фосфор можно легко извлечь из отходов. Для этого отходы белого фосфора от различных опытов, собранные в фарфоровом тигле с водой, нагревают на водяной бане. Если на поверхности расплавленного фосфора заметно образование корки, добавляют немного НNО 3 или хромовой смеси. Корка окисляется, мелкие крупинки сливаются в общую массу и после охлаждения струей холодной воды получают один кусок белого фосфора.

Остатки фосфора ни в коем случае нельзя бросать в раковину, так как, скопляясь в изгибах колена сточных труб, он может причинить ожоги ремонтным рабочим.

Опыт. Плавление и переохлаждение расплавленного белого фосфора. В пробирку с водой кладут кусочек белого фосфора величиной с горошину. Пробирку помещают в стакан, почти доверху наполненный водой, и укрепляют в вертикальном положении в зажиме штатива. Стакан слегка нагревают и при помощи термометра определяют температуру воды в пробирке, при которой плавится фосфор. После окончания плавления пробирку переносят в стакан с холодной водой и наблюдают застывание фосфора. Если пробирка находится в неподвижном состоянии, то при температуре ниже 44° (вплоть до 30°) белый фосфор остается в жидком состоянии.

Жидкое состояние белого фосфора, охлажденного ниже температуры его плавления, представляет собой состояние переохлаждения.

После окончания опыта, чтобы легче извлечь фосфор, его снова расплавляют и погружают пробирку отверстием вверх в наклонном положении в сосуд с холодной водой.

Опыт. Прикрепление кусочка белого фосфора к концу проволоки. Для плавления и застывания белого фосфора пользуются маленьким фарфоровым тиглем с фосфором и водой; его помещают в стакан с теплой, а затем с холодной водой. Проволоку для этой цели берут железную или медную длиной 25-30 см и диаметром 0,1-0,3 см . При погружении проволоки в застывающий фосфор он легко прикрепляется к ней. В отсутствие тигля пользуются пробиркой. Однако из-за недостаточно ровной поверхности пробирки иногда приходится ее разбивать, чтобы извлечь фосфор. Для удаления белого фосфора с проволоки ее погружают в стакан с теплой водой.

Опыт. Определение удельного веса фосфора. При 10° удельный вес фосфора равен 1,83. Опыт позволяет убедиться, что белый фосфор тяжелее воды и легче концентрированной Н 2 SO 4 .

При введении небольшого кусочка белого фосфора в пробирку с водой и концентрированной Н 2 SO 4 (уд. вес 1,84) наблюдают, что фосфор в воде тонет, но плавает на поверхности кислоты, расплавляясь за счет тепла, выделяемого при растворении концентрированной Н 2 SO 4 в воде.

Для наливания концентрированной Н 2 SO 4 в пробирку с водой пользуются воронкой с длинной и узкой шейкой, доходящей до конца пробирки. Наливать кислоту и вынимать воронку из пробирки следует осторожно, чтобы не вызвать перемешивания жидкостей.

По окончании опыта содержимое пробирки перемешивают стеклянной палочкой и охлаждают извне струей холодной воды до тех пор, пока не застынет фосфор, чтобы можно было его извлечь из пробирки.

При пользовании красным фосфором наблюдают, что он тонет не только в воде, но и в концентрированной Н 2 SO 4 , так как его удельный вес (2,35) больше удельного веса как воды, так и концентрированной серной кислоты.

БЕЛЫЙ ФОСФОР, СВЕЧЕНИЕ

Из-за медленного окисления, протекающего даже при обычной температуре, белый фосфор светится в темноте (отсюда и название «светоносный»). Вокруг кусочка фосфора в темноте появляется зеленоватое светящееся облачко, которое при колебании фосфора приводится в волнообразное движение.

Фосфоресценция (свечение фосфора) объясняется медленным окислением кислородом воздуха паров фосфора до фосфористого и фосфорного ангидрида с выделением света, но без выделения тепла. При этом выделяется озон, а воздух вокруг ионизируется (см. опыт, показывающий медленное горение белого фосфора).

Фосфоресценция зависит от температуры и концентрации кислорода. При 10° и нормальном давлении фосфоресценция протекает слабо, а в отсутствие воздуха не происходит вовсе.

Вещества, реагирующие с озоном (Н 2 S, SO 2 , Сl 2 , NН 3 , С 2 Н 4 , скипидарное масло), ослабляют или вовсе прекращают фосфоресценцию.

Превращение химической энергии в световую называется «хеми-люминесценцией».

Опыт. Наблюдение свечения белого фосфора. Если наблюдать в темноте за кусочком белого фосфора, находящегося в стакане и не полностью покрытого водой, то заметно зеленоватое свечение. В этом случае влажный фосфор медленно окисляется, но не воспламеняется, так как температура воды ниже точки воспламенения белого фосфора.

Свечение белого фосфора можно наблюдать после того, как кусочек белого фосфора непродолжительное время побудет на воздухе. Если в колбу на стеклянную вату положить несколько кусочков белого фосфора и наполнить колбу углекислым газом, опустив конец отводной трубки на дно колбы под стеклянную вату, а затем колбу слегка нагреть, опустив ее в сосуд с теплой водой, то в темноте можно наблюдать образование холодного бледного зеленоватого пламени (можно безопасно внести в него руку).

Образование холодного пламени объясняется тем, что выходящий из колбы углекислый газ увлекает пары фосфора, которые начинают окисляться при соприкосновении с воздухом у отверстия колбы. В колбе белый фосфор не воспламеняется, ибо находится в атмосфере углекислого газа. По окончании опыта колбу наполняют водой.

При описании опыта получения белого фосфора в атмосфере водорода или углекислого газа уже упоминалось, что проведение этих опытов в темноте позволяет наблюдать свечение белого фосфора.

Если фосфорным мелом сделать надпись на стене, листе картона или бумаги, то благодаря фосфоресценции надпись длительное время остается заметной в темноте.

Такую надпись нельзя делать на классной доске, так как после этого к ней не пристает обыкновенный мел и доску приходится мыть бензином или другим растворителем стеарина.

Фосфорный мел получают растворением жидкого белого фосфора в расплавленном стеарине или парафине. Для этого в пробирку к одной весовой части сухого белого фосфора добавляют приблизительно две весовые части стеарина (кусочков свечи) или парафина, закрывают пробирку ватой, чтобы предохранить от поступления кислорода, и нагревают при непрерывном взбалтывании. После окончания плавления пробирку охлаждают струей холодной воды, затем разбивают пробирку и извлекают застывшую массу.

Фосфорный мел хранят под водой. При пользовании кусочек такого мела обертывают мокрой бумагой.

Фосфорный мел можно также получить внесением небольших кусочков просушенного белого фосфора в расплавленный в фарфоровой чашке парафин (стеарин). Если при внесении фосфора парафин воспламенится, его гасят, накрывая чашку куском картона или асбеста.

После некоторого охлаждения раствор фосфора в парафине разливают в сухие и чистые пробирки и охлаждают струей холодной воды до тех пор, пока он не застынет в твердую массу.

После этого разбивают пробирки, извлекают мел и хранят его под водой.

РАСТВОРИМОСТЬ БЕЛОГО ФОСФОРА

В воде белый фосфор труднорастворим, слабо растворяется в спирте, эфире, бензоле, ксилоле, йодистом метиле и глицерине; хорошо растворяется в сероуглероде, хлористой сере, треххлористом и трех-бромистом фосфоре, четыреххлористом углероде.

Опыт. Растворение белого фосфора в сероуглероде. Сероуглерод - бесцветная, очень летучая, легко воспламеняющаяся, ядовитая жидкость. Поэтому при работе с ней избегают вдыхать ее пары и выключают все газовые горелки.

Три-четыре кусочка белого фосфора величиной с горошину растворяют при легком взбалтывании в стакане с 10-15 мл сероуглерода.

Если небольшой листок фильтровальной бумаги смочить этим раствором и подержать на воздухе, бумага через некоторое время воспламеняется. Это происходит потому, что сероуглерод быстро испаряется, а оставшийся на бумаге тонко измельченный белый фосфор быстро окисляется при обычной температуре и воспламеняется вследствие выделяющегося при окислении тепла. (Известно, что температура воспламенения различных веществ зависит от степени их измельчения.) Бывает, что бумага не воспламеняется, а только обугливается. Бумагу, смоченную раствором фосфора в сероуглероде, держат на воздухе при помощи металлических щипцов.

Опыт проводят осторожно, чтобы капли раствора фосфора в сероуглероде не попали на пол, на стол, на одежду или на руки.

При попадании раствора на руку ее быстро моют водой с мылом, а затем раствором КМnO 4 (чтобы окислить попавшие на руки частицы белого фосфора).

Оставшийся после опытов раствор фосфора в сероуглероде в лаборатории не хранят, так как он легко может воспламениться.

ПРЕВРАЩЕНИЕ БЕЛОГО ФОСФОРА В КРАСНЫЙ

Белый фосфор превращается в красный по уравнению:

Р (белый) = Р (красный) + 4 ккал .

Установка для получения белого фосфора из красного: пробирка-реактор 1, трубка 2, по которой в пробирку-реактор поступает углекислый газ, газоотводная трубка 3, по которой пары белого фосфора вместе с углекислым газом выходят из пробирки и охлаждаются водой

Процесс превращения белого фосфора в красный значительно ускоряется при нагревании, под действием света и в присутствии следов иода (1 г иода на 400 г белого фосфора). Иод, соединяясь с фосфором, образует йодистый фосфор, в котором белый фосфор растворяется и быстро превращается в красный с выделением тепла.

Красный фосфор получают при длительном нагревании белого фосфора в замкнутом сосуде в присутствии следов иода до 280-340°

При длительном хранении белого фосфора на свету он постепенно превращается в красный.

Опыт. Получение небольшого количества красного фосфора из белого. В закрытую на одном конце стеклянную трубку длиной 10-12 см и диаметром 0,6-0,8 см вводят кусочек белого фосфора величиной с пшеничное зерно и очень маленький кристаллик иода. Трубку запаивают и подвешивают в воздушной бане над подносом с песком, затем нагревают до 280-340° и наблюдают превращение белого фосфора в красный.

Частичное превращение белого фосфора в красный можно также наблюдать при слабом нагревании пробирки с небольшим кусочком белого фосфора и очень маленьким кристалликом иода. Перед началом нагревания пробирку закрывают тампоном из стеклянной (асбестовой или обычной) ваты и подставляют под пробирку поднос с песком. Пробирку нагревают в течение 10-15 минут (не доводя фосфор до кипения) и наблюдают превращение белого фосфора в красный.

Оставшийся в пробирке белый фосфор можно удалить нагреванием с концентрированным раствором щелочи или сжиганием.

Превращение белого фосфора в красный можно также наблюдать при нагревании в пробирке небольшого кусочка фосфора в атмосфере углекислого газа до температуры ниже кипения.

ГОРЕНИЕ БЕЛОГО ФОСФОРА

При горении белого фосфора образуется фосфорный ангидрид:

Р 4 + 5O 2 = 2Р 2 O 5 + 2 x 358,4 ккал .

Можно наблюдать горение фосфора на воздухе (медленное и быстрое) и под водой.

Опыт. Медленное горение белого фосфора и состав воздуха. Этот опыт не был описан как способ получения азота, так как он не позволяет полностью связать кислород, содержащийся в воздухе.

Медленное окисление белого фосфора кислородом воздуха происходит в две стадии; на первой стадии образуются фосфористый ангидрид и озон по уравнениям:

2Р + 2O 2 = Р 2 O 3 + O, O + O 2 = O 3 .

Во второй стадии фосфористый ангидрид окисляется до фосфорного ангидрида.

Медленное окисление белого фосфора сопровождается свечением и ионизацией окружающего воздуха.

Опыт, показывающий медленное горение белого фосфора, должен продолжаться не менее трех часов. Необходимый для опыта прибор изображен на рис.

В расширенный у отверстия цилиндр, почти наполненный водой, опускают в перевернутом положении градуированную трубку с закрытым концом, содержащую около 10 мл воды. Длина трубки 70 см , диаметр 1,5-2 см . После опускания градуированной трубки отводят от отверстия трубки палец, приводят воду в трубке и цилиндре к одинаковому уровню и отмечают объем воздуха, содержащегося в трубке. Не поднимая трубки выше уровня воды в цилиндре (чтобы не впустить дополнительное количество воздуха), вводят в воздушное пространство трубки закрепленный на конце проволоки кусочек белого фосфора.

Через три-четыре часа или даже через два-три дня отмечают поднятие воды в трубке.

По окончании опыта вынимают из трубки проволоку с фосфором (не поднимая трубки выше уровня воды в цилиндре), приводят воду в трубке и цилиндре к одинаковому уровню и отмечают объем воздуха, оставшийся после медленного окисления белого фосфора.

Опыт показывает, что в результате связывания фосфором кислорода объем воздуха уменьшился на одну пятую, что соответствует содержанию кислорода в воздухе.

Опыт. Быстрое горение белого фосфора. Ввиду того что при реакции соединения фосфора с кислородом выделяется большое количество тепла, на воздухе белый фосфор самовоспламеняется и сгорает ярким желтовато-белым пламенем, образуя фосфорный ангидрид - твердое белое вещество, очень энергично соединяющееся с водой.

Ранее уже упоминалось о том, что белый фосфор воспламеняется при 36-60°. Чтобы наблюдать за его самовоспламенением и сгоранием, кусочек белого фосфора кладут на лист асбеста и прикрывают стеклянным колоколом или большой воронкой, на шейку которой надевают пробирку.

Фосфор легко можно поджечь стеклянной палочкой, нагретой в горячей воде.

Опыт. Сравнение температур воспламенения белого и красного фосфора. На один конец медной пластинки (длиной 25 см , шириной 2,5 см и толщиной 1 мм ) кладут небольшой кусочек просушенного белого фосфора, на другой конец насыпают небольшую кучку красного фосфора. Пластинку кладут на треножник и одновременно к обоим концам пластинки подносят приблизительно одинаково горящие газовые горелки.

Белый фосфор воспламеняется немедленно, а красный только тогда, когда его температура достигнет приблизительно 240°.

Опыт. Воспламенение белого фосфора под водой. Пробирку с водой, в которой находится несколько небольших кусочков белого фосфора, опускают в стакан с горячей водой. Когда вода в пробирке нагреется до 30-50°, в нее по трубке начинают пропускать ток кислорода. Фосфор воспламеняется и сгорает, разбрасывая яркие искры.

Если опыт проводится в самом стакане (без пробирки), стакан помещают на треножник, установленный на подносе с песком.

ВОССТАНОВЛЕНИЕ СОЛЕЙ СЕРЕБРА И МЕДИ БЕЛЫМ ФОСФОРОМ

Опыт. При внесении кусочка белого фосфора в пробирку с раствором нитрата серебра наблюдают выпадение осадка металлического серебра (белый фосфор является энергичным восстановителем):

Р + 5AgNO 3 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5Ag + 5HNO 3 .

Если белый фосфор внести в пробирку с раствором сульфата меди, то выпадает металлическая медь:

2Р + 5CuSO 4 + 8Н 2 O = 2Н 3 РO 4 + 5H 2 SO 4 + 5Cu.

В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.

Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.

Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.

Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.

Физические и химические свойства фосфора

Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.

Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.

Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.

Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.

Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.

В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.

Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.

Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.

Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.

Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.

Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.

Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.

Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .

Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.

Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.

Применение фосфора

Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.

В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.

В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .

Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.

Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .

Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.

В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.

Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.

Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.

Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.

Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .

Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.

Добыча фосфора

В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.

Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.

Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.

В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.

Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».

Цена фосфора

Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.

Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.

Сера кристаллическая Сернистый ангидрид (в кристаллах)

Сера

Сера S - твёрдое, хрупкое, жёлтое кристаллическое вещество с температурой плавления 119,3°С. Но не путайте эту серу с серой на спичках. На головках спичек в основном находятся сложные вещества, одним из которых - хлорат калия (KClO3), которое способно самовоспламеняться при трении или температуре. Сера - простое вещество и здесь присутствует в качестве одного из компонентов, составляющих спичечную головку.

Модификации серы :

Существует две модификации серы: хрупкая сера и пластическая сера . При 113 °С кристаллическая сера плавится, превращаясь в жёлтую водянистую жидкость. Расплавленная сера при температуре 187°С становится очень вязкой и быстро темнеет. При этом меняется её структурное состояние. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу - резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. В этом состоянии сера способна деформироваться, растягиваться, при этом не разрушаясь. Но стоит ей полежать несколько дней на воздухе, как она превращается опять в хрупкий материал.

Сера диэлектрик. Она может служить теплоизолятором.

Сера легко окисляет почти все металлы, кроме золота Au, платины Pt и рутения Ru. Сера окисляет даже при комнатной температуре щелочные (натрий Na, калий K, литий Li, кальций Ca) и щелочноземельные металлы (алюминий Al, магний Mg). На воздухе кристаллическая сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы SO 2 (газ с неприятным удушливым запахом). При сжегании серы в водороде образуется ядовитый газ - сероводород

Многие продукты, портясь, выделяют специфический запах сероводорода. Сера используется в промышленности для получения серной кислоты. Окисляя диоксид серы SO 2 в среде обогащённой кислородом, получают триоксид серы SO 3 – вязкая прозрачная жидкость.

Серный ангидрид или триоксид серы SO 3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип=45 °С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость - олеум (от лат. oleum - «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO 3 в H 2 SO 4 .

Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: если, например, красную розу опустить в ёмкость с сернистым газом SO 2 , то она потеряет свой цвет.

Фосфор

Это вещество может существовать в двух видах: красный фосфор и белый фосфор (белый фосфор ещё называют жёлтым фосфором ).

Белый фосфор (или жёлтый фосфор)- ядовитое, очень реакционноспособное мягкое воскообразное вещество бледно-жёлтого цвета, растворимое в сероуглероде и бензоле. На воздухе белый фосфор воспламеняется при 34 °С и горит ярким белым пламенем с образование оксида фосфора. Белый фосфор плавится при температуре 44,1°С., светится в темноте. При попадании на кожу может вызвать сильный ожёг.

Очень ядовит: смертельная доза около 0,1 г (примерно такая же и у цианистого калия - 0,12 г). Из-за опасности самовоспламенения на воздухе белый фосфор хранят под слоем воды. и чёрный фосфор менее ядовиты, так как нелетучи и практически нерастворимы в воде. Белый фосфор уже при комнатной температуре, а остальные модификации фосфора - при нагревании вступают в реакцию со многими простыми веществами: галогенами (фтор , хлор , бром , йод , астат) кислородом, серой, некоторыми металлами. Если нагреть белый фосфор до 300 0 C без доступа воздуха, то он постепенно переходит в красный фосфор. Красный фосфор – твёрдое вещество, не ядовитое, в темноте не светится и не самовоспламеняется.

Название красный фосфор относится сразу к нескольким модификациям, различающимся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до тёмно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны (воспламеняются красный фосфор на воздухе при t>200 °С)

Вода не растворяет фосфор. Его обычно растворяют в этиловом спирте.

Под давлением в сотни атмосфер получается чёрный фосфор, по свойствам похожий на металл (он проводит электричество и блестит). Чёрный фосфор имеет сходную с металлами кристаллическую решетку.

Почему фосфор светится

Если говорят, что фосфор светится, значит имеют в виду только белый фосфор ! В его молекуле (вершины пирамиды с основанием - треугольник), у каждой вершины есть по паре электронов, которые расположены снаружи от поверхности воображаемой пирамиды. Атомы фосфора "открыты" и легко доступны любым атомам других элементов - окислителей (например кислорода из воздуха). Доступные электронные пары фосфора служат "приманкой" для любых других атомов, которые готовы присоединить чужой электрон (обладающие высокой электроотрицательностью). Белый фосфор светится не просто так, - он окисляется - сначала атомы кислорода располагаются между атомами фосфора. Это происходит до тех пор, пока все свободные электронные пары не присоединятся к кислороду. После этого белый фосфор перестаёт светиться и превращается в оксид фосфора P 2 O 5 .

Оксид фосфора - относительно устойчивое вещество, но при этом активно реагирует с водой, образуя метафосфорную кислоту HPO 3 и ортофосфорную кислоту H 3 PO 4

Кислоты фосфора

При растворении в воде оксида фосфора P 2 O 5 образуется ортофосфорная кислота H 3 PO 4 . Эта кислота – одна из слабых кислот, поэтому с большинством металлов не реагирует, а только удаляет на их поверхности оксидную плёнку. Её часто используют при ремонте электрооборудования, пайки электронных плат и т.д. Она является хорошим средством для удаления ржавчины.

Фосфор образует две кислоты: одну – ортофосфорную кислоту, вторую – метафосфорную (НPO 3). Но вторая кислота – соединение не стойкое и быстро окисляется, образуя ортофосфорную кислоту.

Время подобно реке, несущей проходящие мимо события, и течение её сильно; только что-либо покажется вам на глаза - а его уже унесло, и видно что-то другое, что тоже вскоре унесёт.

Марк Аврелий

Каждый из нас стремится создать целостную картину мира, включая картину Вселенной, от мельчайших субатомных частиц до величайших масштабов. Но законы физики порою настолько странные и контринтуитивные, что эта задача может стать непосильной для тех, кто не стал профессиональными теоритическими физиками.

Читатель спрашивает:

Хотя это и не астрономия, но может быть вы подскажете. Сильное взаимодействие переносится глюонами и связывает кварки и глюоны вместе. Электромагнитное переносится фотонами и связывает электрические заряженные частицы. Гравитация, предположительно, переносится гравитонами и связывает все частицы с массой. Слабое переносится W и Z частицами, и … связано с распадом? Почему слабое взаимодействие описывают именно так? Ответственно ли слабое взаимодействие за притяжение и/или отталкивание каких-либо частиц? И каких? А если нет, почему тогда это одно из фундаментальных взаимодействий, если оно не связано ни с какими силами? Спасибо.

Давайте-ка разберёмся в основах. Во вселенной существует четыре фундаментальных взаимодействия – гравитация, электромагнетизм, сильное ядерное взаимодействие и слабое ядерное взаимодействие.

И всё это – взаимодействия, силы. Для частиц, состояние которых можно измерить, приложение силы меняет её момент – в обычной жизни в таких случаях мы говорим об ускорении. И для трёх из указанных сил это так и есть.

В случае гравитации, общая сумма энергии (в основном массы, но сюда входит вся энергия) искривляет пространство-время, и движение всех остальных частиц меняется в присутствии всего, что имеет энергию. Так оно работает в классической (не квантовой) теории гравитации. Может, и есть более общая теория, квантовой гравитации, где происходит обмен гравитонами, приводящий к тому, что мы наблюдаем как гравитационное взаимодействие.

Перед тем, как продолжить, уясните:

1. У частиц есть свойство, или что-то, присущее им, что позволяет им чувствовать (или не чувствовать) определённый тип силы
2. Другие частицы, переносящие взаимодействия, взаимодействуют с первыми
3. В результате взаимодействий частицы меняют момент, или ускоряются

В электромагнетизме основное свойство – электрический заряд. В отличие от гравитации, он может быть положительным или отрицательным. Фотон, частица, переносящая взаимодействие, связанное с зарядом, приводит к тому, что одинаковые заряды отталкиваются, а различающиеся – притягиваются.

Стоит отметить, что движущиеся заряды, или электрические токи, испытывают ещё одно проявление электромагнетизма – магнетизм. С гравитацией происходит то же самое, и называется гравитомагнетизм (или гравитоэлектромагнетизм). Углубляться не будем – суть в том, что есть не только заряд и переносчик силы, но и токи.

Есть ещё сильное ядерное взаимодействие , у которого есть три типа зарядов. Хотя у всех частиц есть энергия, и они все подвержены гравитации, и хотя кварки, половина лептонов и пара бозонов содержат электрические заряды – только у кварков и глюонов есть цветной заряд, и они могут испытывать сильное ядерное взаимодействие.

Масс везде много, поэтому гравитацию наблюдать легко. А поскольку сильное взаимодействие и электромагнетизм довольно сильны, их тоже легко наблюдать.

Но что насчёт последнего? Слабого взаимодействия?

Про него мы обычно говорим в контексте радиоактивного распада. Тяжёлые кварк или лептон распадаются на лёгкие и более стабильные. Да, слабое взаимодействие имеет к этому отношение. Но в данном примере оно как-то отличается от остальных сил.

Оказывается, что слабое взаимодействие – тоже сила, просто про неё нечасто рассказывают. Она ведь слабая! В 10 000 000 раз слабее, чем электромагнетизм, на дистанции длиной в диаметр протона.

Заряженная частица всегда имеет заряд, независимо от того, двигается она или нет. Но электрический ток, создаваемый ею, зависит от её движения относительно остальных частиц. Ток определяет магнетизм, который так же важен, как и электрическая часть электромагнетизма. У составных частиц вроде протона и нейтрона есть существенные магнитные моменты, как и у электрона.

Кварки и лептоны бывают шести ароматов. Кварки – верхний, нижний, странный, очарованный, прелестный, истинный (согласно их буквенным обозначениям в латинице u, d, s, c, t, b - up, down, strange, charm, top, bottom). Лептоны – электрон, электрон-нейтрино, мюон, мюон-нейтрино, тау, тау-нейтрино. У каждого из них есть электрический заряд, но также и аромат. Если мы объединим электромагнетизм и слабое взаимодействие, чтобы получить электрослабое взаимодействие , то у каждой из частиц будет некий слабый заряд, или электрослабый ток, и константа слабого взаимодействия. Всё это описано в Стандартной модели, но проверить это было довольно сложно, поскольку электромагнетизм настолько силён.

В новом эксперименте, результаты которого недавно были опубликованы , впервые был измерен вклад слабого взаимодействия. Эксперимент позволил определить слабое взаимодействие верхних и нижних кварков

И слабые заряды протона и нейтрона. Предсказания Стандартной модели для слабых зарядов были такие:

Q W (p) = 0.0710 ± 0.0007,
Q W (n) = -0.9890 ± 0.0007.

А по результатам рассеяния эксперимент выдал следующие значения:

Q W (p) = 0.063 ± 0.012,
Q W (n) = -0.975 ± 0.010.

Что очень хорошо совпадает с теорией с учётом погрешности. Экспериментаторы говорят, что обработав больше данных, они ещё уменьшат погрешность. И если там будут какие-то сюрпризы или расхождения со Стандартной моделью, это будет круто! Но на это ничто не указывает:

Поэтому у частиц есть слабый заряд, но мы про него не распространяемся, поскольку его нереально тяжело измерить. Но мы всё-таки сделали это, и судя по всему, снова подтвердили Стандартную модель.

Слабое взаимодействие

Сильное взаимодействие

Сильное взаимодействие – короткодействующее. Его радиус действия порядка 10-13 см.

Частицы, участвующие в сильном взаимодействии, называются адронами. В обычном стабильном веществе при не чересчур высокой температуре сильное взаимодействие не вызывает никаких процессов. Его роль сводится к созданию прочной связи между нуклонами (протонами и нейтронами) в ядрах. Энергия связи в среднем составляет около 8 Мэв на нуклон. При этом при столкновениях ядер или нуклонов, обладающих достаточно высокой энергией (порядка сотни Мэв), сильное взаимодействие приводит к многочисленным ядерным реакциям: расщеплению ядер, превращению одних ядер в другие и т.п.

Начиная с энергий сталкивающихся нуклонов порядка нескольких сотен Мэв, сильное взаимодействие приводит к рождению П-мезонов. При еще больших энергиях рождаются К-мезоны и гипероны, и множество мезонных и барионных резонансов (резонансы - это короткоживущие возбужденные состояния адронов).

Вместе с тем выяснилось, что сильное взаимодействие испытывают не всœе частицы. Так, его испытывают протоны и нейтроны, но электроны, нейтрино и фотоны не подвластны ему. В сильном взаимодействии участвуют обычно только тяжелые частицы.

Теоретическое объяснение природы сильного взаимодействия развивалось трудно. Прорыв наметился только в начале 1960-х гᴦ., когда была предложена кварковая модель. В этой теории нейтроны и протоны рассматриваются не как элементарные частицы, а как составные системы, построенные из кварков

Квантами сильного взаимодействия являются восœемь глюонов. Свое название глюоны получи­ли от английского слова glue (клей), ибо именно они ответ­ственны за конфайнмент кварков. Массы покоя глюонов равны нулю. При этом глюоны обладают цветным зарядом, благодаря чему они способны к взаимодействию друг с дру­гом, как говорят, к самодействию, что приводит к трудно­стям описания сильного взаимодействия математически вви­ду его нелинœейности.

Его радиус действия меньше 10-15 см. Слабое взаимодействие на несколько порядков слабее не только сильного, но и электромагнитного. При этом оно гораздо сильнее гравитационного в микромире.

Первым обнаруженным и наиболее распространенным процессом, вызываемым слабым взаимодействием, является радиоактивный b-распад ядер.
Размещено на реф.рф
Этот тип радиоактивности был открыт в 1896 году А.А. Беккерелœем. В процессе радиоактивного электронного /b - -/ распада один из нейтронов /n / атомного ядра превращается в протон /р / с испусканием электрона /е- / и электронного антинœейтрино //:

n ® p + е-+

В процессе позитронного /b + -/ распада происходит переход:

p® n + е++

В первой теории b-распада, созданной в 1934 году Э. Ферми, для объяснения этого явления потребовалось ввести гипотезу о существовании особого типа короткодействующих сил, которые вызывают переход

n ® p + е-+

Дальнейшее исследование показало, что введенное Ферми взаимодействие имеет универсальный характер.
Размещено на реф.рф
Оно обуславливает распад всœех нестабильных частиц, массы которых и правила отбора по квантовым числам не позволяют им распадаться за счёт сильного или электромагнитного взаимодействия. Слабое взаимодействие присуще всœем частицам, кроме фотонов. Характерное время протекания процессов слабого взаимодействия при энергиях порядка 100 Мэв на 13-14 порядков больше характерного времени для сильного взаимодействия.

Квантами слабого взаимодействия являются три бо­зона - W + , W − , Z°- бозоны. Верхние индексы указывают знак электрического заряда этих квантов. Кванты слабого взаимодействия имеют значительную массу, что приводит к тому, что слабое взаимодействие проявляется на очень ко­ротких расстояниях.

Необходимо учитывать, что сегодня уже в единую теорию объединœены слабое и электромагнитное взаимодействия. Существует ряд теоретических схем, в которых делается попытка создать единую теорию всœех типов взаимодействия. При этом эти схемы еще не настолько разработаны, чтобы можно было их проверять на опыте.

26. Структурная физика. Корпускулярный подход к описанию и объяснению природы. Редукционизм

Объектами структурной физики являются элементы структуры вещества (к примеру, молекулы, атомы, элементарные частицы ) и более сложное образование из них. Это:

1) плазма - это газ, в котором значительная часть молекул или атомов ионизирована;

2) кристаллы - это твердые тела, в которых атомы или молекулы расположены упорядоченно и образуют периодически повторяющуюся внутреннюю структуру;

3) жидкости - это агрегатное состояние вещества, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ сочетает в себе черты твердого состояния (сохранение объёма, определœенная прочность на разрыв) и газообразного (изменчивость формы).

Для жидкости характерны:

а) ближний порядок в расположении частиц (молекул, атомов);

б) малое различие в кинœетической энергии теплового движения и их потенциальной энергии взаимодействия.

4) звезды, ᴛ.ᴇ. светящиеся газовые (плазменные) шары.

При выделœении структурных уравнений вещества пользуются такими критериями:

Пространственные размеры: частицы одного уровня имеют пространственные размеры одного порядка (к примеру, всœе атомы имеют размеры порядка 10 -8 см);

Время протекания процессов: на одном уровне оно примерно одного порядка;

Объекты одного уровня состоят из одних и тех же элементов (к примеру, всœе ядра состоят из протонов и нейтронов);

Законы, объясняющие процессы на одном уровне, качественно отличаются от законов, объясняющих процессы на другом уровне;

Объекты разных уровней различаются по основным свойствам (к примеру, всœе атомы электрически нейтральны, а всœе ядра положительно электрически заряжены).

По мере открытия новых уровней структуры и состояний вещества объектная область структурной физики расширяется.

Необходимо учитывать, что при решении конкретных физических задач вопросы, связанные с выяснением структуры, взаимодействия и движения, тесно переплетаются.

В корне структурной физики лежит корпускулярный подход к описанию и объяснению природы.

Впервые понятие об атоме как последней и неделимой частице тела возникло в Античной Греции в рамках натурфилософского учения школы Левкиппа-Демокрита. Согласно этому взгляду в мире существуют только атомы, которые движутся в пустоте. Непрерывность материи древние атомисты считали кажущейся. Различные комбинации атомов образуют разнообразные видимые тела. Эта гипотеза не основывалась на данных экспериментов. Она была лишь гениальной догадкой. Но она определила на многие столетия вперед всœе дальнейшее развитие естествознания.

Гипотеза об атомах как неделимых частицах вещества была возрождена в естествознании, в частности, в физике и химии для объяснения некоторых закономерностей, которые устанавливались опытным путем (к примеру, законов Бойля-Мариотта и Гей-Люссака для идеальных газов, теплового расширения тел и т.д.). Действительно, закон Бойля-Мариотта утверждает, что объём газа обратно пропорционален его давлению, но он не объясняет, почему это так. Аналогично, при нагревании тела его размеры увеличиваются. Но какова же причина такого расширения? В кинœетической теории вещества с помощью атомов и молекул объясняются эти и другие установленные опытом закономерности.

Действительно, непосредственно наблюдаемое и измеряемое уменьшение давления газа при увеличении его объёма в кинœетической теории вещества объясняется как увеличение свободного пробега составляющих его атомов и молекул. Именно вследствии этого и возрастает объём, занимаемый газом. Аналогично этому, расширение тел при нагревании в кинœетической теории вещества объясняют возрастанием средней скорости движущихся молекул.

Объяснения, при которых свойства сложных веществ или тел пытаются свести к свойствам более простых их элементов или составных частей, называют редукционизмом. Такой способ анализа позволил решить в естествознании большой класс задач.

Вплоть до конца XIX в. считалось, что атом - это мельчайшая, неделимая, бесструктурная частица вещества. При этом, открытия электрона, радиоактивности показали, что это не так. Возникает планетарная модель атома Резерфорда. Потом ее сменяет модель Н. Бора. Но по-прежнему мысль физиков устремлена на то, чтобы свести всœе многообразие сложных свойств тел и явлений природы к простым свойствам небольшого числа первичных частиц. Впоследствии эти частицы были названы элементарными . Сейчас их общее число превышает 350. По этой причине вряд ли всœе такие частицы можно назвать подлинно элементарными, не содержащими других элементов. Это убеждение усиливается в связи с гипотезой о существовании кварков. Согласно ей, известные элементарные частицы состоят из частиц с дробными электрическими зарядами. Их называют кварками.

По типу взаимодействия, в котором участвуют элементарные частицы, всœе они, кроме фотона, бывают отнесены к двум группам:

1) адроны. Стоит сказать, что для них характерно наличие сильного взаимодействия. При этом они могут участвовать также в слабом и электромагнитном взаимодействиях;

2) лептоны. Οʜᴎ участвуют только в электромагнитном и слабом взаимодействиях;

По времени жизни различают:

а) стабильные элементарные частицы. Это электрон, фотон, протон и нейтрино;

б) квазистабильные. Это частицы, которые распадаются вследствие электромагнитного и слабого взаимодействия. К примеру, к + ® m + +;

в) нестабильные. Οʜᴎ распадаются за счёт сильного взаимодействия, к примеру, нейтрон.

Электрические заряды элементарных частиц являются кратными наименьшего заряда, присущего электрону. Вместе с тем, элементарные частицы делят на пары частица – античастица, к примеру е - - е + (у них всœе характеристики одинаковы, а знаки электрического заряда противоположны). Электрически нейтральные частицы тоже имеют античастицы, к примеру, п -, - .

Итак, атомистическая концепция опирается на представление о дискретном строении материи. Атомистический подход объясняет свойства физического объекта͵ исходя из свойств составляющих его мельчайших частиц, которые на определœенном этапе познания считаются неделимыми. Исторически, такими частицами сначала признавались атомы, затем элементарные частицы, а сейчас - кварки. Трудность такого подхода - это полная редукция сложного к простому, при которой не учитываются качественные различия между ними.

Вплоть до конца первой четверти ХХ века идея единства строения макро- и микрокосмоса понималась механистически, как полное тождество законов и как полное сходство строения того и другого.

Микрочастицы трактовались как миниатюрные копии макротел, ᴛ.ᴇ. как чрезвычайно малые шарики (корпускулы), двигающиеся по точным орбитам, которые совершенно аналогичны планетным орбитам, с той лишь разницей, что небесные тела связываются силами гравитационного взаимодействия, а микрочастицы - силами электрического взаимодействия.

После открытия электрона (Томсон, 1897 ᴦ.), создания теории квантов (Планк, 1900 ᴦ.), введения понятия фотон (Эйнштейн, 1905 ᴦ.), атомное учение приобрело новый характер.
Размещено на реф.рф
Идея дискретности была распространена на область электрических и световых явлений, на понятие энергии (в XIX веке учение об энергии служило сферой представления о непрерывных величинах и функциях состояния). Важнейшую черту современного атомного учения составляет атомизм действия. Он связан с тем, что движение, свойства и состояния различных микробъектов поддаются квантованию, ᴛ.ᴇ. бывают выражены в форме дискретных величин и отношений. Новая атомистика признает относительную устойчивость каждого дискретного вида материи, его качественную определœенность, его относительную неделимость и непревращаемость в известных границах явлений природы. К примеру, будучи делимым некоторыми физическими способами, атом неделим химически, ᴛ.ᴇ. в химических процессах он ведет себя как нечто целое, неделимое. Молекула, будучи делима химически на атомы, в тепловом движении (до известных пределов) ведет себя как целое, неделимое и т.д.

Особенно важно в концепции новой атомистики признание взаимопревращаемости любых дискретных видов материи.

Разные уровни структурной организации физической реальности (кварки, микрочастицы, ядра, атомы, молекулы, макротела, мегасистемы) имеют свои специфические физические законы. Но как бы ни отличались изучаемые явления от явлений, изучаемых классической физикой, всœе опытные данные должны описываться с помощью классических понятий. Существует принципиальное различие между описанием поведения изучаемого микрообъекта и описанием действия измерительных приборов. Это результат того, что действие измерительных приборов в принципе должно описываться языком классической физики, а изучаемый объект может и не описываться этим языком.

Корпускулярный подход в объяснении физических явлений и процессов всœегда сочетался с континуальным подходом с момента возникновения физики взаимодействия. Он выражался в понятии поля и раскрытии его роли в физическом взаимодействии. Представление поля как потока определœенного рода частиц (квантовая теория поля) и приписывание любому физическому объекту волновых свойств (гипотеза Луи де Бройля) соединила вместе эти два подхода к анализу физических явлений.

Слабое взаимодействие - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Слабое взаимодействие" 2017, 2018.