Основные положения атомно молекулярного учения кратко. Понятие и формы существования химического элемента. Основные понятия и законы химии

Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены Ломоносовым. В 1741 г. в одной из своих первых работ - «Элементы математической химии» - Ломоносов сформулировал важнейшие положения созданной им так называемой корпускулярной теории строения вещества.

Согласно представлениям Ломоносова, все вещества состоят из мельчайших «нечувствительных» частичек, физически неделимых и обладающих способностью взаимного сцепления. Свойства веществ обусловлены свойствами этих частичек. Ломоносов различал два вида таких частиц: более мелкие - «элементы», соответствующие атомам в современном понимании этого термина, и более крупные - «корпускулы», которые мы называем теперь молекулами.

Каждая корпускула имеет тот же состав, что и все вещество. Химически различные вещества имеют и различные по составу корпускулы. «Корпускулы однородны, если состоят из одинакового числа одних и тех же элементов, соединенных одинаковым образом», и «корпускулы разнородны, когда элементы их различны и соединены различным образом или в различном числе».

Из приведенных определений видно, что причиной различия веществ Ломоносов считал не только различие в составе корпускул, но и различное расположение элементов в корпускуле.

Ломоносов подчеркивал, что корпускулы движутся согласно законам механики; без движения корпускулы не могут сталкиваться друг о другом или как-либо иначе действовать друг на друга и изменяться. Так как все изменения веществ обусловливаются движением корпускул, то химические превращения должны изучаться не только методами химии, но и методами физики и математики.

За 200 с лишним лет, протекшие с того времени, когда жил и работал Ломоносов, его идеи о строении вещества прошли всестороннюю проверку, и их справедливость была полностью подтверждена. В настоящее время на атомно-молекулярном учении базируются все наши представления о строении материи, о свойствах веществ и о природе физических и химических явлений.

В основе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц. Различие между веществами обусловлено различием между их частицами; частицы одного вещества одинаковы, частицы различных веществ различны. При всех условиях частицы вещества находятся в движении; чем выше температура тела, тем интенсивнее это движение.

Для большинства веществ частицы представляют собой молекулы. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом - наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами. В состав молекулы может входить различное число атомов. Так, молекулы благородных газов одноатомны, молекулы таких веществ, как водород, азот, - двухатомны, воды - трехатомны и т. д. Молекулы наиболее сложных веществ - высших белков, и нуклеиновых кислот - построены из такого количества атомов, которое измеряется сотнями тысяч.

При этом атомы могут соединяться друг с другом не только в различных соотношениях, но и различным образом. Поэтому при сравнительно небольшом числе химических элементов число различных веществ очень велико.

Нередко у учащихся возникает вопрос, почему молекула данного вещества не обладает его физическими свойствами. Для того чтобы лучше понять ответ на этот вопрос, рассмотрим несколько физических свойств веществ, например температуры плавления и кипения, теплоемкость, механическую прочность, твердость, плотность, электрическую проводимость.

Такие свойства, как температуры плавления и кипения, механическая прочность и твердость, определяются прочностью связи между молекулами в данном веществе при данном его агрегатном состоянии; поэтому применение подобных понятий к отдельной молекуле не имеет смысла. Плотность - это свойство, которым отдельная молекула обладает и которое можно вычислить. Однако плотность молекулы всегда больше плотности вещества (даже в твердом состоянии), потому что в любом веществе между молекулами всегда имеется некоторое свободное пространство. А такие свойства, как электрическая проводимость, теплоемкость, определяются не свойствами молекул, а структурой вещества в целом. Для того чтобы убедиться в этом, достаточно вспомнить, что эти свойства сильно изменяются при изменении агрегатного состояния вещества, тогда как молекулы при этом не претерпевают глубоких изменений. Таким образом, понятия о некоторых физических свойствах не применимы к отдельной молекуле, а о других - применимы, но сами эти свойства по своей величине различны для молекулы и для вещества в целом.

Не во всех случаях частицы, образующие вещество, представляют собой молекулы. Многие вещества в твердом и жидком состоянии, например большинство солей, имеют не молекулярную, а ионную структуру. Некоторые вещества имеют атомное строение. Строение твердых тел и жидкостей более подробно будет рассмотрено в главе V, а здесь лишь укажем на то, что в веществах, имеющих ионное или атомное строение, носителем химических свойств являются не молекулы, а те комбинации ионов или атомов, которые образуют данное вещество.

Вопрос 31. Современное дошкольное образование детей с ограниченными возможностями

Вопрос 8. Неионизирующие электромагнитные поля и излучения. Лазерное излучение. Ионизирующие излучения.

Вредные и опасные факторы производственной среды в помещениях, где используется современное компьютерное оборудование, телекоммуникационные сети и различные электронные приборы.

Основные понятия химии, законы стехиометрии

Химическая атомистика (атомно-молекулярная теория) является исторически первой фундаментальной теоретической концепцией, положенной в основу современной химической науки. Формирование этой теории потребовало более сотни лет и связано с деятельностью таких выдающихся химиков, как М.В. Ломоносов, А.Л. Лавуазье, Дж. Дальтон, А. Авогадро, С. Канниццаро.

Современную атомно-молекулярную теорию можно изложить в виде ряда положений:

1. Химические вещества имеют дискретное (прерывистое) строение. Частицы вещества находятся в постоянном хаотическом тепловом движении.

2. Основной структурной единицей химического вещества является атом.

3. Атомы в химическом веществе связаны друг с другом, образуя молекулярные частицы или атомные агрегаты (надмолекулярные структуры).

4. Сложные вещества (или химические соединения) состоят из атомов разных элементов. Вещества простые состоят из атомов одного элемента и должны рассматриваться как гомоядерные химические соединения.

При формулировании основных положений атомно-молекулярной теории нам пришлось ввести несколько понятий, на которых необходимо остановиться более подробно, поскольку они являются основными в современной химии. Это понятия "атом" и "молекула", точнее атомные и молекулярные частицы.

Атомные частицы включают в себя собственно атом, атомные ионы, атомные радикалы и атомные ион-радикалы.

Атом - это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств, и состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Атомный ион - это атомная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, Cl - - хлорид-анион, Na + - катион натрия.

Атомный радикал - электронейтральная атомная частица, содержащая неспаренные электроны. Например, атом водорода фактически представляет собой атомный радикал - Н× .

Атомная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется атомным ион-радикалом. Примером такой частицы может служить катион Mn 2+ , содержащий пять неспаренных электронов на d-подуровне (3d 5).

Одной из важнейших физических характеристик атома является его масса. Поскольку абсолютное значение массы атома ничтожно мало (масса атома водорода равна 1,67×10 -27 кг), в химии используется относительная шкала масс, в которой за единицу выбрана 1/12 часть массы атома углерода изотопа-12. Относительная атомная масса - это отношение массы атома к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 С.

Следует отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева приведены среднеизотопические атомные массы элементов, которые в большинстве своем представлены несколькими изотопами, вносящими свой вклад в атомную массу элемента пропорционально своему содержанию в природе. Так, элемент хлор представлен двумя изотопами - 35 Cl (75 мол.%) и 37 Cl (25 мол.%). Среднеизотопическая масса элемента хлор составляет 35,453 а.е.м. (атомных единиц массы) (35×0,75 + 37×0,25).

Аналогично атомным частицам, молекулярные частицы включают в себя собственно молекулы, молекулярные ионы, молекулярные радикалы и ион-радикалы.

Молекулярная частица - это наименьшая устойчивая совокупность взаимосвязанных атомных частиц, являющаяся носителем химических свойств вещества. Молекула лишена электростатического заряда и не имеет неспаренных электронов.

Молекулярный ион - это молекулярная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, NO 3 - - нитрат-анион, NH 4 + - катион аммония.

Молекулярный радикал – это электронейтральная молекулярная частица, содержащая неспаренные электроны. Большинство радикалов являются реакционными частицами с небольшим временем жизни (порядка 10 -3 –10 -5 с), хотя в настоящее время известны и довольно устойчивые радикалы. Так метильный радикал × СН 3 является типичной малоустойчивой частицей. Однако, если атомы водорода в ней заменить на фенильные радикалы, то образуется стабильный молекулярный радикал трифенилметил

Молекулы с нечетным числом электронов, например NO или NO 2 , также могут рассматриваться как свободные радикалы с высокой устойчивостью.

Молекулярная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется молекулярным ион-радикалом . Примером такой частицы может служить катион радикал кислорода – ×О 2 + .

Важной характеристикой молекулы является ее относительная молекулярная масса. Относительная молекулярная масса (М r) - это отношение среднеизотопической массы молекулы, вычисленной с учетом естественного природного содержания изотопов, к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 C .

Таким образом, мы выяснили, что мельчайшей структурной единицей любого химического вещества является атом, точнее атомная частица. В свою очередь в любом веществе, исключая инертные газы, атомы связаны друг с другом химическими связями. При этом возможно образование двух типов веществ:

· молекулярные соединения, у которых можно выделить мельчайшие носители химических свойств, обладающие устойчивой структурой;

· соединения надмолекулярной структуры, которые представляют собой атомные агрегаты, в которых атомные частицы связаны ковалентной, ионной или металлической связью.

Соответственно, вещества, имеющие надмолекулярную структуру, представляют собой атомные, ионные или металлические кристаллы. В свою очередь, молекулярные вещества образуют молекулярные или молекулярно-ионные кристаллы. Молекулярное строение имеют также вещества, находящиеся в обычных условиях в газообразном или жидком агрегатном состоянии.

Фактически, работая с конкретным химическим веществом, мы имеем дело не с отдельными атомами или молекулами, а с совокупностью очень большого числа частиц, уровни организации которых можно отобразить следующей схемой:

Для количественного описания больших массивов частиц, которыми являются макротела, было введено специальное понятие "количество вещества", как строго определенное число его структурных элементов. Единицей количества вещества является моль. Моль - это количество вещества (n), содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода изотопа 12 С. В настоящее время это число довольно точно измерено и составляет 6,022×10 23 (число Авогадро, N A). В качестве структурных единиц могут выступать атомы, молекулы, ионы, химические связи и другие объекты микромира. Понятие "формульная единица" используется для веществ с надмолекулярной структурой и определяется как простейшее соотношение между составляющими его элементами (брутто-формула). В данном случае формульная единица берет на себя роль молекулы. Например, 1 моль хлорида кальция содержит 6,022×10 23 формульных единиц - CaCl 2 .

Одной из важных характеристик вещества является его молярная масса (М, кг/моль, г/моль). Молярная масса - это масса одного моля вещества . Относительная молекулярная масса и молярная масса вещества численно совпадают, но имеют разную размерность, например, для воды М r = 18 (относительная атомная и молекулярная массы величины безразмерные), М = 18 г/моль. Количество вещества и молярная масса связаны простым соотношением:

Большую роль в формировании химической атомистики сыграли основные стехиометрические законы, которые были сформулированы на рубеже XVII и XVIII столетий.

1. Закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1748 г.).

Сумма масс продуктов реакции равна сумме масс веществ, вступивших во взаимодействие . В математическом виде этот закон выражается следующим уравнением:

Дополнением к данному закону является закон сохранения массы элемента (А. Лавуазье, 1789 г.). Согласно этому закону в процессе химической реакции масса каждого элемента остается постоянной .

Законы М.В. Ломоносова и А. Лавуазье нашли простое объяснение в рамках атомистической теории. Действительно, при любой реакции атомы химических элементов остаются неизменными и в неизменном количестве, что влечет за собой как постоянство массы каждого элемента в отдельности, так и системы веществ в целом.

Рассматриваемые законы имеют определяющее значение для химии, поскольку позволяют моделировать химические реакции уравнениями и выполнять на их основе количественные вычисления. Следует, однако, отметить, что закон сохранения массы не является абсолютно точным. Как следует из теории относительности (А. Эйнштейн, 1905 г.), любой процесс, протекающий с выделением энергии, сопровождается уменьшением массы системы в соответствии с уравнением:

где DЕ – выделившаяся энергия, Dm – изменение массы системы, с - скорость света в вакууме (3,0×10 8 м/с). В результате уравнение закона сохранения массы следует записывать в следующем виде:

Таким образом, экзотермические реакции сопровождаются уменьшением массы, а эндотермические – увеличением массы. В этом случае закон сохранение массы может быть сформулирован следующим образом: в изолированной системе сумма масс и приведенных энергий есть величина постоянная . Однако для химических реакций, тепловые эффекты которых измеряются сотнями кДж/моль, дефект массы составляет 10 -8 -10 -9 г и не может быть зарегистрирован экспериментально.

2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1799-1804 гг.).

Индивидуальное химическое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав, не зависящий от способа его получения . Соединения, подчиняющиеся закону постоянства состава, называют дальтонидами . Дальтонидами являются все известные к настоящему времени органические соединения (около 30 миллионов) и часть (около 100 тыс.) неорганических веществ. Вещества, имеющие немолекулярное строение (бертолиды ), не подчиняются данному закону и могут иметь переменный состав, зависящий от способа получения образца. К ним относятся большинство (около 500 тыс.) неорганических веществ. В основном это бинарные соединения d-элементов (оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды и т.д.). Примером соединения переменного состава может служить оксид титана(III), состав которого варьирует в пределах от TiO 1,46 до TiO 1,56 . Причиной переменного состава и иррациональности формул бертолидов являются изменения состава части элементарных ячеек кристалла (дефекты кристаллической структуры), не влекущие за собой резкого изменения свойств вещества. Для дальтонидов подобное явление невозможно, поскольку изменение состава молекулы ведет к образованию нового химического соединения.

3. Закон эквивалентов (И. Рихтер, Дж. Дальтон, 1792-1804 гг.).

Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам .

где Э А и Э В - эквивалентные массы реагирующих веществ.

Эквивалентной массой вещества называется молярная масса его эквивалента.

Эквивалент - это реальная или условная частица, отдающая или присоединяющая один катион водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия, один электрон в окислительно-восстановительных реакциях или взаимодействующая с одним эквивалентом любого другого вещества в реакциях обмена . Например, при взаимодействии металлического цинка с кислотой один атом цинка вытесняет два атома водорода, отдавая при этом два электрона:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ­

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Следовательно, эквивалентом цинка является 1/2 его атома, т.е. 1/2 Zn (условная частица).

Число, показывающее, какая часть молекулы или формульной единицы вещества является его эквивалентом, называется фактором эквивалентности - f э . Эквивалентная масса, или молярная масса эквивалента, определяется как произведение фактора эквивалентности на молярную массу:

Например, в реакции нейтрализации серная кислота отдает два катиона водорода:

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O

Соответственно, эквивалентом серной кислоты является 1/2 H 2 SO 4 , фактор эквивалентности равен 1/2, а эквивалентная масса составляет (1/2)×98 = 49 г/моль. Гидроксид калия связывает один катион водорода, поэтому его эквивалентом является формульная единица, фактор эквивалентности равен единице, а эквивалентная масса равна молярной массе, т.е. 56 г/моль.

Из рассмотренных примеров видно, что при расчете эквивалентной массы необходимо определить фактор эквивалентности. Для этого существует ряд правил:

1. Фактор эквивалентности кислоты или основания равен 1/n, где n - число задействованных в реакции катионов водорода или гидроксид-анионов.

2. Фактор эквивалентности соли равен частному от деления единицы на произведение валентности (v) катиона металла или кислотного остатка и их числа (n) в составе соли (стехиометрический индекс в формуле):

Например, для Al 2 (SO 4) 3 - f э = 1/6

3. Фактор эквивалентности окислителя (восстановителя) равен частному от деления единицы на число присоединенных (отданных) им электронов.

Следует обратить внимание на то обстоятельство, что одно и то же соединение может иметь разный фактор эквивалентности в разных реакциях. Например, в реакциях кислотно-основного взаимодействия:

H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1

H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/2

H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/3

или в окислительно-восстановительных реакциях:

KMn 7+ O 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ® Mn 2+ SO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5e - ® Mn 2+ + 4H 2 O f э (KMnO 4) = 1/5

Основы атомно-молекулярной теории создали русский ученый М.В.Ломоносов (1741 г.) и английский ученый Дж. Дальтон (1808 г.).

Атомно-молекулярная теория – это учение о строении вещества, основными положениями которого являются:

1. Все вещества состоят из молекул и атомов. Молекула – это наименьшая частица вещества, которая способна существовать самостоятельно и не может дробится дальше без потери основных химических свойств данного вещества. Химические свойства молекулы определяются её составом и химическим строением.

2. Молекулы находятся в непрерывном движении. Молекулы двигаются беспорядочно и непрерывно. Скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ. С повышением температуры скорость движения молекул увеличивается.

3. Молекулы одного и того же вещества одинаковы, а молекулы различных веществ отличаются массой, размерами, строением и химическими свойствами. Каждое вещество существует до тех пор, пока сохраняются его молекулы. Как только молекулы разрушаются, перестает существовать и данное вещество: возникают новые молекулы, новые вещества. При химических реакциях молекулы одних веществ разрушаются, образуются молекулы других веществ.

4. Молекулы состоят из более мелких частиц – атомов. Атом – это наименьшая частица химического элемента, которую нельзя разложить химическим путем.

Следовательно, атом обуславливает свойства элемента.

Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Химическим элементом называется вид атомов, характеризующихся определенной совокупностью свойств.

В настоящее время элемент определяется как вид атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра.

Вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента, называются простыми веществами (С, Н 2 , N 2 , О 3 , S 8 и т.д.).

Вещества, молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов, называются сложными веществами (H 2 O, H 2 SO 4 , KHCO 3 и т.д.). Существенное значение имеет число и взаимное расположение атомов в молекуле.

Способность атомов одного и того же элемента к образованию нескольких простых веществ, различных по строению и свойствам называется аллотропией, а образовавшиеся вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями, так например, элемент кислород образует две аллотропные модификации: О 2 – кислород и О 3 – озон; элемент углерод – три: алмаз, графит и карбин и т.д.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами: различным числом атомов в молекуле (кислород О 2 и озон О 3), или образованием различных кристаллических форм (алмаз, графит и карбин).

Элементы принято обозначать химическими знаками. Следует всегда помнить, что каждый знак химического элемента обозначает:

1. название элемента;

2. один атом его;

3. один моль его атомов;

4. относительную атомную массу элемента;

5. его положение в периодической системе химических элементов

Д.И. Менделеева.

Так, например, знак S показывает, что перед нами:

1. химический элемент сера;

2. один атом его;

3. один моль атомов серы;

4. атомная масса серы равна 32 а. е. м. (атомная единица массы);

5. порядковый номер в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева 16.

Абсолютные массы атомов и молекул ничтожно малы, поэтому для удобства массу атомов и молекул выражают в относительных единицах. В настоящее время за единицу атомных масс принята атомная единица массы (сокращенно а. е. м. ), представляющая собой 1/12 часть массы изотопа углерода 12 С, 1 а. е. м. составляет 1,66 × 10 -27 кг.

Атомной массой элемента называется масса его атома, выраженная в а. е. м.

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы изотопа углерода 12 С.

Относительная атомная масса величина безразмерная и обозначается Аr ,

например, для водорода

для кислорода .

Молекулярная масса вещества – это масса молекулы, выраженная в а. е. м. Она равна сумме атомных масс элементов, входящих в состав молекулы данного вещества.

Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы изотопа углерода 12 С. Она обозначается символом Мr. Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс элементов, входящих в молекулу с учетом количества атомов. Например, относительная молекулярная масса ортофосфорной кислоты Н 3 РО 4 равна массе атомов всех элементов, входящих в молекулу:

Мr(Н 3 РО 4) = 1,0079 × 3 + 30,974 × 1 + 15,9994 × 4 = 97, 9953 или ≈ 98

Относительная молекулярная масса показывает, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 а. е.м.

Наряду с единицами массы, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем (сокращенное обозначение «моль» ).

Моль вещества – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится в 12 г (0,012 кг) изотопа углерода 12 С.

Зная массу одного атома углерода 12 С (1,993 × 10 -27 кг), можно вычислить число атомов в 0,012 кг углерода:

Число частиц в моле любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02 × 10 23 и называется постоянной Авогадро или числом Авогадро (N А ).

Например, в трёх моль атомов углерода будет содержится

3 × 6,02 × 10 23 = 18,06 × 10 23 атомов

Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов водорода Н, моль молекул водорода Н 2 , моль ионов водорода или Один моль частиц имеет определенную массу.

Молярная масса – это масса одного моля вещества. Обозначается буквой М.

Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе и имеет единицы измерения г/моль или кг/моль.

Масса и количество вещества – понятие разные. Масса выражается в кг (г), а количество вещества – в молях. Между массой вещества (m, г), количеством вещества (n, моль) и молярной массой (М, г/моль) существуют соотношения:

n = , г/моль; М = , г/моль; m = n × M, г.

По этим формулам легко вычислить массу определенного количества вещества, молярную массу вещества или количества вещества.

Пример 1 . Чему равна масса 2 моль атомов железа?

Решение: Атомная масса железа равна 56 а.е.м. (округленно), следовательно, 1 моль атомов железа весит 56 г, а 2 моль атомов железа имеют массу 56×2 =112 г

Пример 2 . Сколько моль гидроксида калия содержится в 560 г КОН?

Решение: Молекулярная масса КОН равна 56 а.е.м. Молярная = 56 г/моль. В 560 г гидроксида калия содержится: 10 моль КОН. Для газообразных веществ существует понятие молярный объём V m . Согласно закону Авогадро моль любого газа при нормальных условиях (давление 101,325 кПа и температуре 273К) занимает объем 22,4 л. Эта величина называется молярным объемом (его занимают 2 г водорода (Н 2), 32 г кислорода (О 2) и т.д.

Пример 3 . Определить массу 1 л оксида углерода (ΙV) при нормальных условиях (н. у.).

Решение: Молекулярная масса СО 2 равна М = 44 а.е.м., следовательно, молярная масса равна 44 г/моль. По закону Авогадро один моль СО 2 при н.у. занимает объем 22,4 л. Отсюда масса 1 л СО 2 (н. у.) равна г.

Пример 4. Определить объём, занимаемый 3,4 г сероводорода (Н 2 S) при нормальных условиях (н.у.).

Решение: Молярная масса сероводорода равна 34 г/моль. Исходя из этого, можно записать: 34 г Н 2 S при н.у. занимает объем 22,4 л.

3,4 г ________________________ Х л,

отсюда Х = л.

Пример 5. Сколько молекул аммиака содержится:

а) в 1 л б) в 1 г?

Решение: Число Авогадро 6,02 × 10 23 указывает на количество молекул в 1 моле (17 г/моль) или в 22,4 л при н.у., следовательно, в 1 л содержится

6,02 × 10 23 × 1 = 2,7 × 10 22 молекул.

Число молекул аммиака в 1 г находим из пропорции:

отсюда Х = 6,02 × 10 23 × 1 = 3,5 × 10 22 молекул.

Пример 6 . Какова масса 1 моль воды?

Решение : Молекулярная масса воды H 2 O равна 18 а.е.м. (атомная масса водорода – 1, кислорода – 16, итого 1 + 1 + 16 = 18). Значит, один моль воды равен по массе 18 граммов, и эта масса воды содержит 6,02 × 10 23 молекул воды.

Количественно масса 1 моль вещества – масса вещества в граммах, численно равная его атомной или молекулярной массе.

Например, масса 1 моля серной кислоты H 2 SO 4 равна 98 г

(1 +1 + 32 + 16 + 16 + 16 + 16 = 98),

а масса одной молекулы H 2 SO 4 равна 98 г = 16,28 × 10 -23 г

Таким образом, любое химическое соединение характеризуется массой одного моля или мольной (молярной) массой М , выражаемой в г/моль (М(H 2 O) = 18 г/моль, а М(H 2 SO 4) = 98 г/моль).

Лекция 1

ПРЕДМЕТ И ЗНАЧЕНИЕ ХИМИИ

1. Предмет химии . Среди естественных наук, определяющих фундамент инженерных знаний, химия занимает лидирующее положение ввиду своей информационной значимости. Около четверти всего объема научно-технической информации, как известно, составляет – химическая.

Современное определение химии: система химических наук (органическая, неорганическая, аналитическая, физическая химия и т.д.), главной задачей которых является изучение химических процессов (реакций) образования и разрушения молекул (химическая связь), а также взаимосвязей и переходов между этими процессами и другими формами движениями материи (электромагнитные поля и излучения и т.д.).

Химия изучает состав, структуру веществ органического и неорганического происхождения, способности веществ к взаимодействию и явления перехода химической энергии в тепловую, электрическую, световую и др.

Значение химии в существовании и развитии человечества огромно. Достаточно сказать, что ни одна отрасль производства не обходится без химии. Если посмотреть на то, что окружает человека в быту или на работе, – это все дары и деяния химии. О значении химии в различных отраслях промышленности, сельского хозяйства и медицине написаны целые книги. Известный английский физик У. Рамзай сказал: «Та нация, та страна, которая превзойдет другие в развитии химии, превзойдет их в общем материальном благосостоянии».

Основные законы химии

Атомно-молекулярное учение – теоретический фундамент химии.

Вещество – одна из форм существования материи. Вещество состоит из отдельных мельчайших частиц – молекул, атомов, ионов, которые в свою очередь обладают определенным внутренним строением. Говоря иначе, всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц, в основе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества. Свойства веществ являются функцией состава и строения образующих его частиц. Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Необходимо различать понятия «простое (элементарное) вещество» и «химический элемент». В самом деле, каждое простое вещество характеризуется определенными физическими и химическими свойствами. Когда какое-нибудь простое вещество вступает в химическую реакцию и образует новое вещество, оно утрачивает большинство своих свойств. Например, железо, соединяясь с серой, теряет металлический блеск, ковкость, магнитные свойства и др. Точно так же водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов – водорода и кислорода. Если же эти элементы находятся в «свободном состоянии», т.е. не связаны химически ни с каким другим элементом, то они образуют простые вещества. Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание же атомов различных элементов дает или смесь простых веществ, или сложное вещество.

Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Разница между простым веществом и элементом становится особенно ясным, когда встречаются с несколькими простыми веществами, состоящими из одного и того же элемента. Различают аллотропию состава и аллотропию формы. Атомы одного и того же элемента, расположенные в разном геометрическом порядке (аллотропия формы) или соединяющиеся в молекулы различного состава (аллотропия состава), образуют простые вещества с разными физическими свойствами при похожих химических свойствах. Примерами могут служить:
кислород и озон, алмаз и графит.2. Стехиометрические законы. Химический эквивалент. Основу атомно-молекулярного учения составляю основные законы химии, открытые на рубеже XVIII и XIX вв.

Закон сохранения масс и энергий, является основным законом естествознания.Впервые он был сформулирован и экспериментально обоснован М.В. Ломоносовым в 1756-59 гг., позднее он был открыт и подтвержден А.Л. Лавуазье: масса образовавшихся продуктов реакции равна массе исходных реагентов. В математической форме это можно записать:

где i , j – целые числа, равные числу реагентов и продуктов.

В современном виде этот закон формулируют следующим образом: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. На законе сохранения массы основаны изучение реакций между отдельными веществами и количественный химический анализ.

Закон взаимосвязи массы и энергии (А. Эйнштейн). Эйнштейн показал, что между энергией и массой существует взаимосвязь, количественно выражаемая уравнением:

Е = mc 2 или Dm = DЕ /c 2 (2.2)

где Е – энергия; m – масса; с – скорость света. Закон справедлив для ядерных реакций, в которых выделяется огромное количество энергии при небольших изменениях масс (атомный взрыв).

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801-1808): каким бы путем не было получено данное химически чистое соединение, состав его является постоянным.Так, оксид цинка может быть получен в результате самых разнообразных реакций:

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnСO 3 = ZnO + СO 2 ; Zn(OН) 2 = ZnO + Н 2 О.

Но в химически чистом образце ZnO всегда содержится 80,34% Zn и 19,66% О.

Закон постоянства состава полностью выполняется для газообразных, жидких и ряда твердых веществ (дальтониды ), однако многие кристаллические вещества сохраняют свою структуру при переменном (в некоторых пределах) составе (бертоллиды ). К ним относятся соединения некоторых металлов друг с другом, отдельные оксиды, сульфиды, нитриды. Следовательно, этот закон применим лишь для таких веществ, которые независимо от агрегатного состояния имеют молекулярную структуру. В соединениях переменного состава этот закон имеет границы применимости, в особенности для веществ, находящихся в твердом состоянии, так как носителем свойств в данном состоянии является не молекула, а некая совокупность ионов разных знаков, называемая фазой (однородная часть неоднородной системы, ограниченная поверхностью раздела), или, говоря иначе кристаллические решетки твердых тел имеют дефекты (вакансии и включения узлов).

Закон эквивалентов (Рихтер, 1792-1800): химические элементы соединяются между собой в массовых отношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам:

На основании этого закона проводятся все стехиометрические расчеты.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем (1,008 г) атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Расчет эквивалентов простых и сложных веществ:

где A r – атомная масса элемента; М А – молекулярная масса соединения.

Закон кратных отношении (Д. Дальтон, 1808). Если два элемента образуют между собой несколько химических соединений, то количество одного из них, отнесенное к одному и тому же количеству другого, относятся как небольшие целые числа.

Закон Авогадро (1811). Это один из основных законов химии: в равных объемах газов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул.

А. Авогадро установил, что молекулы газообразных веществ двухатомны, не H, О, N, Cl, а H 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 . Однако с открытием инертных газов (они одноатомны) обнаружилось исключения.

Первое следствие : 1 моль любого газа при нормальных условиях имеет объем, равный 22,4 л.

Второе следствие :плотности любых газов относятся как их молекулярные массы:d 1 /d 2 =M 1 /M 2 .

Постоянная Авогадро – число частиц, в 1 моле вещества 6,02×10 23 моль -1 .

Объяснение основных законов химии в свете атомно-молекулярной теории лежит в ее постулатах:

1) атомы представляют собой мельчайшие частицы вещества, которые невозможно разделить на составные части (химическими способами) или превратить друг в друга, или уничтожить;

2) все атомы одного элемента одинаковы и имеют одинаковую массу (если не учитывать существования изотопов, см. лекцию 3);

3) атомы различных элементов имеют разные массы;

4) при химической реакции между двумя или большим числом элементов их атомы соединяются друг с другом в небольших целочисленных отношениях;

5) относительные массы элементов, которые соединяются друг с другом, непосредственно связаны с массами самих атомов, т.е. если 1 г серы соединяется с 2 г меди, то это значит, что каждый атом меди весит вдвое больше, чем атом серы;

Одним словом химией «управляют» целые числа, поэтому все эти законы называют стехиометрическими. В этом заключено торжество атомно-молекулярного учения.

3. Атомные и молекулярные массы. Моль. Рассмотрим в каких единицах выражают молекулярные и атомные массы. В 1961 г. принята единая шкала относительных атомныхмасс, в основу которой положена 1 / 12 часть массы атома изотопа углерода 12 С, названная атомной единицей массы (а.е.м.). В соответствии с этим в настоящее время относительной атомной массой (атомной массой) элемента называют отношение массы его атома к 1 / 12 части массы атома 12 С.

Аналогично относительной молекулярной массой (молекулярной массой) простого или сложного вещества называют отношение массы его молекулы
к 1 / 12 части массы атома 12 С. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна: 1,0079×2+15,9994= 18,0152.

Наряду с единицами массы и объема, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем. Моль – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12 С.

Количество вещества в молях равно отношению массы вещества m к его молекулярной массе M :

n = m /М . (2.8)

Молярную массу (М ) обычно выражают в г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, мольная масса атомарного водорода равна 1,0079 г/моль, молекулярного водорода – 2,0158 г/моль.

Зависимость объема газа от давления и температуры может быть описанауравнением состояния идеального газа pV = RT, справедливым для одного моля газа, а с учетом числа молей оно становится знаменитым уравнением
Клапейрона – Менделеева:

pV= nRT (2.9)

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль×К).

С помощью этого уравнения и второго следствия из закона Авогадро, используя простые измерительные приборы (термометр, барометр, весы), в конце XIX в. были определены молекулярные массы многих летучих простых и сложных органических и неорганических веществ. В 1860 г. на I Международном конгрессе химиков (Карлсруэ, Германия) были приняты классические определения основных понятий: атома, молекулы, элемента и т.д., проведена систематика, классификация основных типов реакций и классов химических соединений.

4. Основные классы неорганических соединений. Классификация простых и сложных химических веществ основана на рассмотрении реагентов и продуктов одной из основных химических реакций – реакции нейтрализации. Основы этой классификации были заложены И.Я. Берцелиусом в 1818 г., в дальнейшем она была существенно уточнена и дополнена.

Еще алхимики объединили ряд простых веществ, обладающих похожими физическими и химическими свойствами, под названием металлы . Типичным металлам свойственны ковкость, металлический блеск, высокая тепло- и электропроводность, по химическим свойствам металлы являются восстановителями. Остальные простые вещества были объединены в класс неметаллов (металлоидов ). Неметаллы отличаются более разнообразными физическими и химическими свойствами. При взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды . Металлы образуют основные оксиды, неметаллы – кислотные . В реакции таких оксидов с водой образуются, соответственно, основания и кислоты . Наконец, реакция нейтрализации кислот и оснований приводит к образованию солей . Соли также могут получаться при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами или кислотами, кислотных оксидов – с основными оксидами или основаниями (табл. 1).

Таблица 1

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Следует подчеркнуть, что с водой непосредственно реагируют только те основные оксиды, которые образуют растворимые в воде основания – щелочи . Нерастворимые в воде основания (например, Cu(OH) 2) могут быть получены из оксидов только в две стадии:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 .

Классификация оксидов не исчерпывается основными и кислотными. Ряд оксидов и соответствующих им гидроксидов проявляют двойственные свойства: реагируют с кислотами как основания и с основаниями как кислоты (в обоих случаях образуются соли). Такие оксиды и гидроксиды называются амфотерными :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (сплавление тв. вещ-в),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (в р-ре).

Некоторым оксидам невозможно сопоставить соответствующие им кислоту или основание. Такие оксиды называются несолеобразующими , например, оксид углерода (II) CO, оксид азота (I) N 2 O. Они не участвуют в кислотно-основных взаимодействиях, но могут вступать в другие реакции. Так, N 2 O – сильный окислитель, CO – хороший восстановитель. Иногда кислотные, основные и амфотерные оксиды объединяют в класс солеобразующих .

Среди кислот выделяются бескислородные – например, хлороводородная (соляная) HCl, сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная) HCN. По кислотно-основным свойствам они не отличаются от кислородсодержащих кислот. Существуют также вещества, обладающие основными свойствами, но не содержащие атомов металла, например, гидроксид аммония NH 4 OH – производное аммиака NH 3 .

Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов, например, СN – циан), образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: Н 2 S – сероводород, НСN – циановодород.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «...н(ая)» или «...ов(ая)» например, НNО 3 – азотная кислота, НСlO 4 – хлорная кислота, Н 2 СrO 4 – хромовая кислота. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «...оват(ая)», «...ист(ая)», «...оватист(ая)»; например, НСlO 3 – хлорноватая, НСlO 2 – хлористая, НОСl – хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «...ист(ая)»; например, НNО 2 – азотистая кислота. Кислоты, содержащие в своем составе группировку атомов -O-O-, можно рассматривать как производные пероксида водорода. Их называют пероксокислотами (или надкислотами). В случае необходимости после приставки «пероксо» в название кислоты помещают числительную приставку, указывающую число атомов кислотообразующего элемента, входящих в состав молекулы, например: H 2 SO 5 , H 2 S 2 O 8 .

Среди соединений важную группу образуют основания (гидроксиды), т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН - . Названия гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, LiОН – гидроксид лития, Fe(ОН) 2 – гидроксид железа (II).

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl = KCl + Н 2 O,

Ва(ОН) 2 + СО 2 = ВаСО 3 + Н 2 О

2NаОН + Аl 2 O 3 = 2NаАlO 2 + Н 2 О

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, которые могут быть акцепторами протонов, т.е. способны присоединять ион водорода. С этих позиций к основаниям следует относить не только основные гидроксиды, но и некоторые другие вещества, например аммиак, молекула которого может присоединять протон, образуя ион аммония:

NH 3 + H + = NH 4 +

Действительно, аммиак, подобно основным гидроксидам, способен реагировать с кислотами с образованием солей:

NН 3 + НСl = NH 4 Сl

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiОН, КОН, NН 3), двухкислотные [Са(ОН) 2 , Fе(ОН) 2 ] и т.д.

Амфотерные гидроксиды (Al(ОН) 3 , Zn(ОН) 2) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов); они могут быть как донорами, так и акцепторами протонов. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Zn(ОН) 2 + 2НСl = ZnСl 2 + 2Н 2 О,

Zn(ОН) 2 + 2NаОН = Nа 2 ZnО 2 + 2Н 2 О.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды, или перекиси. Пероксидами называются соли пероксида водорода Н 2 О 2 , например, Nа 2 О 2 , СаО 2 . Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»): -О-О-.

Соли при электролитической диссоциации образуют в водном растворе катион К + и анион А – . Соли можно рассматривать как продукты полного или частного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Реакция нейтрализации может протекать не до конца. В этом случае при избытке кислоты образуются кислые соли, при избытке основания – основные (соли, образующиеся при эквивалентном соотношении, называются средними ). Понятно, что кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами, основные соли – только многокислотными основаниями:

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.

Среди многообразия и огромного количества химических реакций всегда присутствовала их классификация. Так, с учетом развития химии выделяются три основных типа химических реакций:

1) кислотно-основного равновесия, частные случаи – нейтрализации, гидролиза, электролитической диссоциации кислот и оснований;

2) окислительно-восстановительные с изменением степени окисления атома, иона, молекулы. При этом различают стадии окисления и восстановления как части одного процесса отдачи и присоединения электронов;

3) комплексообразования – присоединения определенного числа молекул или ионов к центральному атому или иону металла, который является комплексообразователем, а первые – лигандами, количество которых характеризуется координационным числом (n).

Согласно этим типам химических реакций классифицируются и химические соединения: кислоты и основания, окислители и восстановители, комплексные соединения и лиганды.

В более современной трактовке с учетом электронного строения атомов и молекул, реакции первого типа можно определить как реакции с участием и переносом протона, реакции второго типа – с переносом электрона, реакции третьего типа – с переносом неподеленной пары электронов. Количественной мерой реакций первого типа являются, например, рН, второго – потенциал (E, B), разность потенциалов (Δφ, В), а третьего, – например, реализация определенного координационного числа (n) химических (донорно-акцепторных) связей, энергия стабилизации лигандного поля центрального иона – комплексообразователя
(ΔG, кДж/моль), константа устойчивости.

Строение атома

1. Развитие представлений о строении атома. Если бы в результате какой-то мировой катастрофы все накопленные человечеством научные знания оказались бы уничтоженными и к грядущим поколениям перешла бы только одна фраза, то какое утверждение, составленное из наименьшего количества слов, принесло бы наибольшую информацию? Этот вопрос поставил знаменитый американский физик, нобелевский лауреат Ричард Фейнман и сам дал на него такой ответ: это атомная гипотеза. Все тела состоят из атомов – маленьких телец, которые находятся в беспрерывном движении, притягиваются на небольшом расстоянии, но отталкиваются, если одно из них плотнее прижать к другому. Однако с этим утверждением, по существу, мог бы согласиться уже древнегреческий философ Демокрит, живший за 400 лет до н.э. Современные люди знают больше об атомах, если, в отличие от древних греков, смогли создать на основе своих знаний атомные бомбы и атомные электростанции.

До конца XIX в. полагали атом неделимой и не изменяющейся частицей. Но затем были открыты явления, которые были не объяснимы с этой точки зрения. Электрохимические исследования Г. Дэви , М. Фарадея показали, что атом может нести положительный и отрицательный заряд, поскольку они выделяются на катоде или на аноде электролизера. Отсюда вытекала корпускулярность электрического заряда.

Совершенствуя методы возбуждения газов для получения их спектров, У. Крукс открыл так называемые катодные лучи (явление, реализуемое в современных телевизорах). При прохождении электрического тока через заключенный в трубку разреженный газ от отрицательного полюса (катода) исходит поток слабого света – катодный луч. Катодный луч сообщает отрицательный заряд телам, на которые он падает, и отклоняется в сторону приближенных к трубке положительно заряженных тел. Следовательно, катодный луч представляет собой поток отрицательно заряженных частиц.

Были также открыты явления термоэмиссии и фотоэмиссии (А.Г. Столетов ), состоящие в выбивании отрицательно заряженных частиц под влиянием температуры и квантов света, подтвердившие тот факт, что в составе атома есть отрицательно заряженные частицы. А.А. Беккерель открыл явление радиоактивности. Супруги Кюри показали, что поток радиоактивного излучения неоднороден, и его можно разделить электрическим и магнитным полем. Общее излучение при попадании в конденсатор разделяется на три части: a-лучи (Не 2+) немного отклоняются к отрицательной пластине конденсатора, b-лучи (поток электронов) сильно отклоняются к положительной пластине конденсатора, g-лучи (электромагнитные волны) не отклоняются ни электрическим, ни магнитным полем.

И, наконец, открытие рентгеновских лучей Конрадом Рентгеном показало, что атом сложен и состоит из положительных и отрицательных частиц, наименьшую из которых Х. Томсен назвал электроном. Более того, Р.С. Малликен измерил еe заряд е = -1,6×10 -19 Кл (минимально возможный, т.е. элементарный) и нашел массу электрона m = 9,11×10 -31 кг.

Нейтральность атома при наличии в нем электронов приводила к выводу о существовании в атоме области, несущей положительный заряд. Остался открытым вопрос о местонахождении или размещении в атомах электронов и предполагаемых положительных зарядов, т.е. вопрос о строении атома. На основании этих исследований в 1903 г. Х. Томсен предложил модель атома, которая была названа «пудинг с изюмом», положительный заряд в атоме распределен равномерно с вкрапленным в него отрицательным зарядом. Но дальнейшие исследования показали несостоятельность этой модели.

Э. Резерфорд (1910 г.) пропускал через слой вещества (фольга) поток a-лучей, измеряя отклонение отдельных частиц после прохождения через фольгу. Обобщая результаты наблюдений, Резерфорд установил, что тонкий металлический экран отчасти прозрачен для a-частиц, которые, проходя через листок, либо не изменяли своего пути, либо отклонялись на малые углы. Отдельные же a-частицы отбрасывались назад, как мячик от стены, будто встречали на своем пути непреодолимое препятствие. Так как отбрасывалось назад весьма небольшое число проходящих через фольгу a-частиц, то это препятствие должно занимать в атоме объем, неизмеримо меньше даже по сравнению с самим атомом, при этом оно должно обладать большой массой, так как в противном случае a-частицы от него не рикошетировали бы. Таким образом, появилась гипотеза о ядре атома, в котором сосредоточена практически вся масса атома и весь положительный заряд. При этом становятся понятными отклонения пути большинства a-частиц на небольшие углы под влиянием сил электростатического отталкивания со стороны атомного ядра. В дальнейшем было установлено, что диаметр ядра порядка 10 -5 нм, а диаметр атома – 10 -1 нм, т.е. объем ядра в 10 12 раз меньше объема атома.

В модели атома, предложенной Резерфордом, в центре атома расположено положительно заряженное ядро, а вокруг него движутся электроны, число которых равно величине заряда ядра или порядковому номеру элемента, подобно планетам вокруг Солнца (планетарная модель атома). Развитая Резерфордом ядерная модель была крупным шагом вперед в познании строения атома. Она была подтверждена большим числом экспериментов. Однако в некоторых отношениях модель противоречила твердо установленным фактам. Отметим два таких противоречия.

Во-первых, планетарная модель атома Резерфорда не могла объяснить устойчивость атома. По законам классической электродинамики электрон, двигаясь вокруг ядра, неизбежно теряет энергию. С уменьшением запаса энергии у электрона радиус его орбиты должен непрерывно уменьшаться и в результате упасть на ядро и прекратить свое существование. Физически же атом представляет собой устойчивую систему и может существовать, не разрушаясь, чрезвычайно долго.

Во-вторых, модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров. Спектры щелочных металлов оказываются сходными со спектром атомарного водорода, и их анализ приводил к заключению о наличие в составе атомов каждого щелочного металла одного электрона, слабо связанного с ядром по сравнению с остальными электронами. Иначе говоря, в атоме электроны размещаются не на одинаковом расстоянии от ядра, а слоями.

Атомные спектры получают, пропуская излучение возбужденных атомов (в пламени с высокой температурой или другими способами) через специальное оптическое устройство (призму, систему призм или дифракционных решеток), которое разлагает сложное излучение на монохроматические составляющие с определенной длиной волны (l) и, соответственно, с определенной частотой колебаний электромагнитного излучения: n = с /l, где c – скорость света. Каждый монохроматический луч регистрируется в определенном месте принимающего устройства (фотопластинки или др.). В результате получается спектр данного излучения. Атомные спектры состоят из отдельных линий – это линейчатые спектры.

Каждый вид атомов характеризуется строго определенным расположением линий в спектре, не повторяющихся у других видов атомов. Именно на этом основан метод спектрального анализа, с помощью которого были открыты многие элементы. Линейчатость атомных спектров противоречила законам классической электродинамики, согласно которой спектр атомов должен быть непрерывным в результате непрерывного излучения электроном энергии.

2. Модель строения атома водорода Бора. Так как законы классической электродинамики оказались не применимы для описания поведения электрона в атоме, Нильс Бор впервые сформулировал постулаты, основанные на законах квантовой механики.

1. В атоме водорода существуют орбиты, двигаясь по которым электрон не излучает. Они называются стационарными.

2. Излучение или поглощение энергии происходит в результате перехода электрона с одной стационарной орбиты на другую. Удаленные от ядра орбиты характеризуются большим запасом энергии. При переходе от низших к высшим орбитам атом переходит в возбужденное состояние. Но в этом состоянии он может находиться недолго. Он излучает энергию и возвращается на исходное основное состояние. При этом энергия кванта излучения равна:

h n = E n – E k ,

где n и k – целые числа.

3. Основные положения волновой (квантовой) механики. Объяснение волновых (спектральных) свойств возникло одновременно с квантово-механическими представлениями в теории строения атома. Предпосылкой являлась теория Планка излучения тел. Он показал, что изменение энергии происходит не непрерывно (согласно законам классической механики), а скачкообразно, порциями, которые были названы квантами. Энергия кванта определяется уравнением Планка: E = h n, где h – постоянная Планка равная, 6,63×10 –34 Дж×с,
n – частота излучения. Получается, что электрон обладает корпускулярными свойствами (масса, заряд) и волновыми – частота, длина волны.

В связи с этим Луи де Бройль выдвинул идею о дуализме частиц и волн. Причем корпускулярно-волновой дуализм характерен для всех объектов микро- и макромира, только для макроскопических объектов преобладает один из наборов свойств, и о них говорят, как о частицах или волнах, а для элементарных частиц и те, и другие свойства проявляются совместно. Уравнение де Бройля показывает связь между импульсом частицы и длиной волны: l = h /p = h /m u. Таким образом, электрону, вращающемуся вокруг ядра, можно приписать некоторую длину волны.

Согласно этим представлениям электрон – облако, размазанное в объеме атома, имеющее разную плотность. Следовательно, для описания положения электрона в атоме требуется ввести вероятностное описание электронной плотности в атоме, учитывающее его энергию и пространственную геометрию.

4. Квантовые числа. Орбитали. Для объяснения электронного строения атома водорода предложены четыре квантовых числа n , l , m l , s, характеризующие энергетическое состояние и поведение электрона в атоме. Эти числа однозначно характеризуют состояние электрона любого атома Периодической системы элементов. Для каждого электрона они в совокупности имеют различные значения.

Главное квантовое число п характеризует энергию и размеры электронных облаков. Оно принимает значения для основных состояний атомов 1-8 и в принципе до бесконечности. Его физический смысл как номера энергетического уровня – значение энергии электрона в атоме и, как следствие, размер атома. При п =1 электрон находится на первом энергетическом уровне с полной минимальной энергией и т.д. При увеличении п полная энергия растет. Энергию каждого энергетического уровня можно оценить по формуле: Е=- 1 / 13,6 ×n 2 . Энергетические уровни обозначают обычно буквами следующим образом:

Значение (n )
Обозначения	K	L	M	N	Q

Побочное, орбитальное (или азимутальное ) квантовое число l характеризует форму электронных орбиталей (облаков) вокруг атома и определяет изменение энергии в пределах энергетического уровня, т.е. характеризует энергию подуровня . Каждой форме электронного облака соответствует определенное значение механического момента движения электрона, определяемого побочным квантовым числом l , которые изменяются в пределах от 0 до п –1: п =1, l =0; п =2, l =0, l =1; п =3, l =0, l =1, l =2 и т.д. Энергетические подуровни в зависимости от l обозначают буквами:

Значения (l )
Обозначения (V )	s	p	d	f	g	h

Те электроны, которые находятся на s уровне, называются s- электронами,
на p уровне – p- электронами, на d уровне – d- электронами.

Энергия электронов зависит от внешнего магнитного поля. Эта зависимость описывается магнитным квантовым числом. Магнитное квантовое число m l указывает на ориентацию в пространстве электронной орбитали (облако). Внешнее электрическое или магнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, при этом происходит расщепление энергетических
подуровней. Число m l изменяется в пределах от –l , 0, +l и может иметь (2×l +1) значений:

Совокупность трех квантовых чисел однозначно описывает орбиталь. Она обозначается как «квадратик» – . Электрон как частица испытывает вращение вокруг собственной оси – по часовой и против часовой стрелки. Оно описывается спиновым квантовым числом s (m s ), которое принимает значения ±1/2. Наличие в атоме электронов с противоположно направленными спинами обозначается как «стрелки». Итак четверка наборов квантовых чисел описывает энергию электронов.

5. Многоэлектронные атомы. Определение числа электронов на уровнях и подуровнях. В многоэлектронных атомах электронное построение в соответствие с набором квантовых чисел регулируется двумя постулатами.

Принцип Паули : в атоме не может быть двух электронов, обладающих четырьмя одинаковыми квантовыми числами (иначе они не различимы, минимальное энергическое различие в спинах). Следствие, в одной электронной ячейке на орбитали может быть не более двух электронов с разнонаправленными спинами.

Заполнение электронами ячеек осуществляется в соответствии с правилом Гунда. Электроны заполняют s -, p- , d- , f- орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, или, иными словами, электроны стремятся заполнить вакантные (пустые) орбитали, а уж потом спариваться (по Паули):

С учетом принципов квантовой химии можно построить электронную конфигурацию любого атома, как это следует из табл. 2, из которой выводим формулы для определения числа электронов на уровне 2n 2 , на подуровне 2(2l +1). Число орбиталей равно числу значений m (m=1, m=2, m=3).

Заполнение электронами подуровней осуществляется в соответствии с правилом Клечковского . Заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и побочного квантовых чисел n+l.

Если эта сумма имеет одинаковые значения, то заполнение осуществляется в порядке возрастания n . Подуровни заполняются в порядке возрастания энергии:

1s << 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…

Таблица 2-Электронные конфигурации атомов

Какой уровень заполняется дальше? 4s»3d по энергии. 4s n=3, d=2, сумма равна 5, n=4, s=0, сумма = 4, т.е. идет заполнение 4s и т.д. Энергия 5s » 4d, сумма равна 5 и 6, следовательно, сначала заполняется 5s, затем 4d. Энергия 6s » 5d » 4f,сумма равна 6, 7 и 7. В начале заполняется 6s. Главное квантовое число меньше у 4f, следовательно, далее заполняется этот подуровень, а за ним 5d.

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, где количество электронов на подуровне указывается верхним индексом. Например, для алюминия можно записать формулу электронной конфигурации в виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .Это означает, что на 1s, 2s, 2p, 3s, 3p-подуровнях находятся 2, 2, 6, 2, 1 электронов.

В многоэлектронном невозбужденном атоме электроны занимают орбитали с минимальными энергиями. Они взаимодействуют друг с другом: электроны, расположенные на внутренних энергетических уровнях экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних уровнях, от действия со стороны положительного ядра. Такое влияние определяет изменение последовательности возрастания энергии орбиталей по сравнению с последовательностью возрастания энергии орбиталей в атоме водорода.

Необходимо отметить, что для элементов с полностью или наполовину заполненными d - и f -подуровнями наблюдаются отклонения от данного правила. Например, в случае атома меди Сu. Электронной конфигурации [Аr] 3d 10 4s 1 соответствует меньшая энергия, чем конфигурации [Аr] 3d 9 4s 2 (символ [Аr] обозначает, что строение и заполнение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). Первая конфигурация соответствует основному состоянию, а вторая – возбужденному.

Химическая связь

1. Природа химической связи. Теории для объяснения химической связи базируются на кулоновских, квантовых и волновых взаимодействиях атомов. Прежде всего они должны объяснить выигрыш энергии при образовании молекул, механизм возникновения химической связи, ее параметры и свойства молекул.

Образование химической связи – процесс энергетически выгодный, сопровождается выделением энергии. Это подтверждено квантово-механическим расчетом взаимодействия двух атомов водорода при образовании молекулы (Гейтлер, Лондон). По результатам расчета выведена зависимость потенциальной энергии системы Е от расстояния между атомами водорода r (рис. 4).

Рис. 4. Зависимость энергии от межядерного расстояния.

При сближении атомов между ними возникают электростатические силы притяжения и отталкивания. Если сближаются атомы с антипараллельными спинами, вначале преобладают силы притяжения, поэтому потенциальная энергия системы понижается (кривая 1). Силы отталкивания начинают преобладать при очень малых расстояниях между атомами (ядерные взаимодействия). При некотором расстоянии между атомами r 0 энергия системы минимальна, поэтому система становится наиболее устойчивой, возникает химическая связь и образуется молекула. Тогда r 0 – межъядерное расстояние в молекуле Н 2 , которое и есть длина химической связи, а понижение энергии системы при r 0 – энергетический выигрыш при образовании химической связи (или энергия химической связи Е св). Следует отметить, что энергия диссоциации молекулы на атомы равна Е св по величине и противоположна по знаку.

Для квантово-механического описания химической связи применяют два взаимодополняющих метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

2. Метод валентных связей (ВС). Ковалентная связь. Основным универсальным типом химической связи является ковалентная связь. Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по методу ВС (на примере образования молекулы водорода):

1. Ковалентная связь между двумя взаимодействующими атомами осуществляется образованием общей электронной пары. Каждый из атомов предоставляет на образование общей электронной пары один неспаренный электрон:

Н·+·Н ® Н: Н

Таким образом, по методу ВС химическая связь двухцентровая и двух-электронная.

2. Общая электронная пара может образоваться только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами:

Н­+¯Н ® Н­¯Н.

3. При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков:

Это подтверждено экспериментально определенным значением межъядерного расстояния в молекуле Н 2 , r=0,074 нм, что значительно меньше суммы радиусов двух свободных атомов водорода, 2r=0,106 нм.

В области перекрывания облаков электронная плотность максимальна, т.е. вероятность пребывания двух электронов в пространстве между ядрами значительно больше, чем в других местах. Возникает система, в которой два ядра электростатически взаимодействуют с парой электронов. Это приводит к выигрышу в энергии, и система становится более устойчивой, образуется молекула. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Образование ковалентной связи может происходить за счет собственной неподеленной пары электронов одного атома (иона) – донора и свободной атомной орбитали другого атома (иона) – акцептора . Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.

Образование молекулы аммиака NН 3 происходит обобществлением трех неспаренных электронов атома азота и одного неспаренного электрона трех атомов водорода с образованием трех общих электронных пар. В молекуле аммиака NН 3 у атома азота есть собственная неподеленная пара электронов. 1s–атомная орбиталь иона водорода Н + не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы NН 3 и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной электронной пары атома азота и вакантной орбитали иона водорода с образованием химической связи по донорно-акцепторному механизму и катиона NH 4 + . Благодаря донорно-акцепторному механизму валентность азота В=4.

Образование химических связей по донорно-акцепторному механизму – весьма распространенное явление. Так, химическая связь в координационных (комплексных) соединениях образуется по донорно-акцепторному механизму (см. лекцию 16).

Рассмотрим в рамках метода ВС характерные свойства ковалентной связи: насыщенность и направленность.

Насыщенность связи – это способность атома участвовать только в определенном числе ковалентных связей. Насыщенность определяется валентностью атома. Насыщенность характеризует количество (число) химических связей, образуемых атомом в молекуле, и это число называется ковалентностью (или, как в методе МО, порядком связи).

Валентность атома – понятие, широко используемое в учении о химической связи. Под валентностью понимают сродство, способность атома к образованию химических связей. Количественная оценка валентности при разных способах описания молекулы может отличаться. По методу ВС валентность атома (В) равна числу неспаренных электронов. Например, из электронно-ячеечных формул атомов кислорода и азота следует, что кислород двухвалентен (2s 2 2p 4), а азот трехвалентен (2s 2 2p 3).

Возбужденное состояние атомов (в.с.) . Спаренные электроны валентного уровня при возбуждении могут расспариваться, и переходить на свободные атомные орбитали (АО) более высокого подуровня в пределах данного валентного уровня. Например, для бериллия в невозбужденном состоянии (н.с.) В=0, т.к. на внешнем уровне нет неспаренных электронов. В возбужденном состоянии (в.с.) спаренные электроны 2s 2 занимают 2s 1 и 2p 1 подуровни, соответственно – В=2.

Валентные возможности р-элементов одной группы могут быть неодинаковы. Это обусловлено неодинаковым числом АО в валентном уровне у атомов элементов, расположенных в разных периодах. Например, кислород проявляет постоянную валентность В=2, так как его валентные электроны находятся на 2 энергетическом уровне, где нет вакантных (свободных) АО. Сера в возбужденном состоянии имеет максимальную В=6. Это объясняется наличием вакантных 3d-орбиталей на третьем энергетическом уровне.

Направленность ковалентной связи. Пространственное строение молекул. Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей (АО). Поскольку АО имеют определенную форму и энергию, то их максимальное перекрывание возможно с образованием гибридных орбиталей. Гибридизация АО позволяет объяснить пространственное строение молекул, поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью.

3. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение
молекул. Часто атомы формируют связи электронами разных энергетических состояний. Так, у атомов бериллия Ве (2s12р1), бора В (2s12р2), углерода С (2s12р3) в образовании связей принимают участие s - и р -электроны. Несмотря на то, что s - и р -облака отличаются по форме и энергии, химические связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. Возникает вопрос, каким образом неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи. Ответ на него дает представление о гибридизации валентных орбиталей.

Согласно теории гибридизации химические связи формируют электроны не «чистых», а «смешанных», так называемых гибридных орбиталей . При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) изменяются и образуются АО новой, но уже одинаковой формы и энергии. При этом число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей , из которых они образовались .

Рис. 5. Типы гибридизации валентных орбиталей.

Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют геометрию молекул. Так, при sр-гибридизации АО бериллия Ве возникают две sр-гибридные АО, расположенные под углом 180° (рис. 5), отсюда и связи, образуемые с участием гибридных орбиталей, имеют валентный угол 180°. Поэтому молекула ВеCl 2 имеет линейную форму. При sр 2 -гибридизации бора В образуется три sр 2 -гибридных орбитали, расположенные под углом 120°. Вследствие этого молекула ВCl 3 имеет тригональную форму (треугольник). При sр 3 -гибридизации АО углерода С возникают четыре гибридных орбитали, которые симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, поэтому молекула ССl 4 имеет
также тетраэдрическую форму. Тетраэдрическая форма характерна для многих соединений четырехвалентного углерода. Вследствие sр 3 -гибридизации орбиталей атомов азота и бора тетраэдрическую форму имеют также NН 4 + и ВН 4 – .

Дело в том, что центральные атомы этих молекул, соответственно, атомы С, N и О, образуют химические связи за счет sр 3 -гибридных орбиталей. У атома углерода на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится четыре неспаренных электрона. Это определяет образование четырех связей С-Н и расположение атомов водорода в вершинах правильного тетраэдра с валентным углом 109°28¢. У атома азота на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится одна неподеленная электронная пара и три неспаренных электрона. Электронная пара оказывается несвязывающей и занимает одну из четырех гибридных орбиталей, поэтому молекула Н 3 N имеет форму тригональной пирамиды. Из-за отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле NH 3 меньше тетраэдрического и составляет 107,3°. У атома кислорода на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится две несвязывающие электронные пары и два неспаренных электрона. Теперь уже две из четырех гибридных орбитали заняты несвязывающими электронными парами, поэтому молекула Н 2 О имеет угловую форму. Отталкивающее действие двух несвязывающих электронных пар проявляется в большей степени, поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды составляет 104,5° (рис. 6).

Рис. 6. Влияние несвязывающих электронных пар
центрального атома на геометрию молекул.

Таким образом, метод ВС хорошо объясняет нысыщенность и направленность химических связей, такие количественные параметры, как энергия (E ), длина химических связей (l ) и валентные углы (j) между химическими связями (строение молекул). Это удобно и наглядно демонстрируется на шарико-стержневых моделях атомов и молекул. Метод ВС хорошо объясняет и электрические свойства молекул, характеризующиеся электроотрицательностью атомов, дипольным моментом молекул. Под электроотрицательностью атомов понимается их способность быть более положительными или отрицательными при образовании химической связи, или иными словами способность притягивать или отдавать электроны, образуя анионы и катионы. Первая количественно
характеризуется потенциалом ионизации (E П.И), вторая – энергия сродства к электрону (E С.Э).

Таблица 3

Пространственная конфигурация молекул и комплексов АВ n

Тип гибридизации центрального атома А	Число электронных пар атома А	Тип молекулы	Пространственная конфигурация	Примеры
связы-вающих	несвязывающих
sр			АВ 2	Линейная	BeCl 2 (г), CO 2
sр 2			АВ 3	Треугольная	BCl 3 , CO 3 2–
			АВ 2	Угловая	O 3
sр 3			АВ 4	Тетраэдрическая	CCl 4 , NH 4 , BH 4
			АВ 3	Тригонально-пирамидальная	H 3 N, H 3 P
			АВ 2	Угловая	H 2 O
sр 3 d			АН 5	Тригонально-бипирамидальная	PF 5 , SbCl 5
			АВ 4	Искаженная тетраэдрическая	SF 4
			АВ 3	Т-образная	ClF 3
			АВ 2	Линейная	XeF 2
sр 3 d 2			АВ 6	Октаэдрическая	SF 6 , SiF 6 2–
			АВ 5	Квадратно-пирамидальная	IF 5

Химическая термодинамика

1. Основные понятия и определения. Термодинамика – это наука, изучающая общие закономерности протекания процессов, сопровождающихся выделением, поглощением и превращением энергии. Химическая термодинамика изучает взаимные превращения химической энергии и других ее форм – тепловой, световой, электрической и т.д., устанавливает количественные законы этих переходов, а также позволяет предсказать устойчивость веществ при заданных условиях и их способность вступать в те или иные химические реакции. Термохимия , являющаяся разделом химической термодинамики, изучает тепловые эффекты химических реакций.

Закон Гесса. В химической термодинамике первый закон трансформируется в закон Гесса,характеризующий тепловые эффекты химических реакций.Теплота, как и работа, не является функцией состояния. Поэтому для придания тепловому эффекту свойства функции состояния введена энтальпия (DH ), направленное изменение которой составляет DH = DU +P DV при постоянном давлении. Отметим при этом, что P DV = A – работе расширения, а DH = –Q (с обратным знаком). Энтальпию характеризуют теплосодержанием системы так, что экзотермическая реакция понижает DH . Обратите внимание, что выделению теплоты в химической реакции (экзотермической ) соответствует DH < 0, а поглощению (эндотермической ) DH > 0. В старой химической литературе была принята противоположная система знаков (!) (Q > 0 для экзотермических реакций и Q < 0 для эндотермических).

Изменение энтальпии (тепловой эффект) не зависит от пути реакции, а определяется только свойствами реагентов и продуктов (закон Гесса, 1836)

Покажем это на следующем примере:

C(графит) + O 2 (г.) = CO 2 (г.) DH 1 = –393,5 кДж

С(графит) + 1 / 2 O 2 (г.) = CO(г.) DH 2 = –110,5 кДж

СО(г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = СО 2 (г.) DH 3 = –283,0 кДж

Здесь энтальпия образования CO 2 не зависит от того, протекает ли реакция в одну стадию или в две, с промежуточным образованием CO (DH 1 = DH 2 + DH 3). Или иными словами сумма энтальпий химических реакций в цикле равна нулю:

где i – число реакций в замкнутом цикле.

В любом процессе, когда конечное и начальное состояния веществ одинаковы, сумма всех теплот реакции равна нулю.

Например, имеем последовательность из нескольких химических процессов, приводящих в конце к исходному веществу и характеризующихся каждый своей энтальпией, т.е.

а согласно закону Гесса,

DH 1 + DH 2 + DH 3 + DH 4 = 0, (7.4)

Результирующий тепловой эффект равен нулю потому, что на одних стадиях тепло выделяется, на других – поглощается. Это приводит к взаимной компенсации.

Закон Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты тех реакций, для которых прямое измерение невозможно. Например, рассмотрим реакцию:

H 2 (г.) + O 2 (г.) = H 2 O 2 (ж.) DH 1 = ?

Экспериментально легко измерить следующие тепловые эффекты:

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O(ж.) DH 2 = –285,8 кДж,

H 2 O 2 (ж.) = H 2 O(ж.) + 1 / 2 O 2 (г.) DH 3 = –98,2 кДж.

Пользуясь этими значениями, можно получить:

DH 1 = DH 2 – DH 3 = –285,8 + 98,2 = –187,6 (кДж/моль).

Таким образом, достаточно измерить тепловые эффекты ограниченного числа реакций, чтобы затем теоретически вычислить тепловой эффект любой реакции. На практике табулированы стандартные энтальпии образования DH f ° 298 , измеренные при Т =298,15 К (25°C) и давлении p = 101,325 кПа (1 атм), т.е. при стандартных условиях . (Не путать стандартные условия с нормальными !)

Стандартная энтальпия образования DH f ° – это изменение энтальпии в ходе реакции образования 1 моля вещества из простых веществ:

Ca (тв.) + C (графит) + 3 / 2 O 2 (г.) = CaCO 3 (тв.) DH ° 298 =–1207 кДж/моль.

Обратите внимание, что в термохимическом уравнении указываются агрегатные состояния веществ. Это очень важно, так как переходы между агрегатными состояниями (фазовые переходы ) сопровождаются выделением или поглощением тепла:

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O (ж.) DH ° 298 = –285,8 кДж/моль,

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O (г.) DH ° 298 = –241,8 кДж/моль.

H 2 O (г.) = H 2 O (ж.) DH ° 298 = –44,0 кДж/моль.

Стандартные энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю. Если простое вещество может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, то DH ° = 0 приписывается самой устойчивой при стандартных условиях форме, например, кислороду, а не озону, графиту, и не алмазу:

3 / 2 O 2 (г.) = O 3 (г.) DH ° 298 = 142 кДж/моль,

C (графит) = C (алмаз) DH ° 298 = 1,90 кДж/моль.

Следствием закона Гесса, с учетом изложенного, является – изменение энтальпии в ходе реакции будет равно сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов реакции:

Похожая информация.

Закон сохранения массы веществ

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов

*Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результатехимических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е.химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование

других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктовреакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая массатакже изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций ипо ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и

количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способаполучения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы

соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление ит.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразныхвеществ.)

Следствия.

1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает

одинаковые объемы.

2. При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает

объем 22,4 л.__

Закон действующих масс

aA + bB + . . . = . . .

V = k [A]a [B]b . . .

Закон сохранения энергии : энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.

Закон сохранения электрического заряда : алгебраическая сумма электрических зарядов в изолированной системе сохраняется.

2. Основной закон химии как частный случай общего закона материального мира. Понятия: материя, вещество, поле, движение - и их количественные характеристики и взаимосвязь. Математические выражения законов сохранения массы и энергии.

Закон действующих масс

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . = . . .

V = k [A]a [B]b . . .

Материя существует в форме вещества и поля. Химия изучает окружающий нас мир объединяемым понятием материи существующей вне и независимо от сознания человека.

вещество - это любая совокупность атомов и молекул

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

* Полностью эквивалентна этой и другая формулировка: в химической реакции число атомов химического элемента сохраняется.Последняя формулировка является основой для написания стехиометрических уравнений реакций.

Закон сохранения энергии: энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.

3. Атомно-молекулярное учение: современные положения, краткая история (основоположники).

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ

Атомно-молекулярное учение - учение о строении веществ из атомов и молекул, создано трудами Ломоносова и Дальтона.

*В развитие атомно-молекулярного учения большой вклад внесли М. В. Ломоносов, Дж. Дальтон, А. Лавуазье, Ж. Пруст, А. Авогадро, Й. Берцелиус, Д. И. Менделеев, А. М. Бутлеров.

Состав и свойства химического соединения не зависит от способа и условий его получения.

Все молекулы состоят из атомов. Совокупность или набор атомов одного вида называют химическим элементом.

Атомно-молекулярная теория основные положения:

Все вещества состоят из атомов

Атомы одного химического вещества (химический элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества

При взаимодействии атомов образуются молекулы (гомоядерные - простые вещества, гетероядерные - сложные вещества)

При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава

Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества

4. Основные понятияхимии : атом, молекула, химический элемент, вещество (простое и сложное). Количественные характеристики атома и молекулы: размеры, абсолютная и относительная атомная и молекулярная массы, атомная единица массы (а.е.м.).

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и одного или нескольких электронов.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Для некоторых веществ понятия атома и молекулы совпадают.

Простым веществом называется вещество, молекулы которого состоят из атомов одного элемента,

Соединениями или сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов

Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами и химическими свойствами. Все молекулы одного вещества одинаковы.

Молекулы состоят из более мелких частиц - атомов. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ состоят из разных атомов.

Атомы одного элемента отличаются от атомов других элементов зарядом атомного ядра, размером и химическими свойствами. При химических реакциях изменяется состав молекулы. Атомы при химических реакциях не разрушаются.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопаприродного углерода.

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколькораз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м.

5. Расчет количества, молярной массы и молярного объема вещества. Число Авогадро.

Молярная масса вещества М равна отношению массы вещества к его количеству

и имеет принятую в химии размерность г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль численно равна его относительной молекулярной массе. Численное равенство означает совпадение числовых значений величин, но не их размерностей.

Аналогично определяется и молярный объем как отношение объема вещества к его количеству:

Молярный объем может иметь размерность м3/моль, л/моль, см3/моль. Молярный объем определен для любого агрегатного состояния вещества и связан с его молярной массой через плотность:

Закон Авогардо: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

NA = 6,022 141 29(27)·10 23 моль−1

6. Химический элемент, символы элементов. Химическая формула вещества, вид формулы: эмпирическая, молекулярная, графическая. Понятия: валентность (стехиометрическая, связевая, координационная) и степень окисления химического элемента. Примеры.

Химический элемент - вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра.

Молекулярная (брутто-) формула, показывающая число атомов в молекуле - C6H14,

Графическая

Эмпирическая формуладающая только соотношение элементов C:H = 3:7 - C3H7

Валентность - свойство атомов данного элемента присоединить или замещать в молекуле определенное число атомов других элементов. За единицу валентности принята валентность водорода.

Степенью окисления атома называется величина электростатического заряда атома в простом веществе, в молекуле химического соединения, в ионе

7. Понятия и количественное определение массовой, мольной и объемной долей элемента в молекуле вещества и вещества в смеси. Алгоритм установления эмпирической и молекулярной формул.

Массовая доля - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

m - общая масса раствора, г.

Объёмная доля - отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

V1 - объём растворённого вещества, л;

V - общий объём раствора, л.

Мольная доля - отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

νi - количество i-го компонента, моль;

n - число компонентов;

Титр раствора - масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

m1 - масса растворённого вещества, г;

V - общий объём раствора, мл;

Эмпирическая формула химического соединения - запись простейшего выражения относительного числа каждого типа атомов в нём; представляет собой линейную запись из символов химических элементов, сопровождающуюся подстрочными индексами, указывающими отношение элементов в соединении

Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или. Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).

Молярная масса эквивалентов вещества - масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

Mэкв = fэкв×M

Фактор эквивалентности [править]

Отношение эквивалентной молярной массы к его собственной молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).

Число эквивалентности [править]

Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивалентности связан с числом эквивалентности z следующим соотношением: =1/z.

Например, в реакции:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Эквивалентом является частица ½Zn(OH)2. Число ½ есть фактор эквивалентности, z в данном случае равно 2

9. Химическая реакция: определение, признаки, отличие от физических явлений, классификации.

Хими́ческая реа́кция - превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.

Классификация

По изменению степеней окисления реагентов[править]

В данном случае различают

Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Пример окислительно-восстановительной реакции - горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:

Пример реакции диспропорционирования - реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем - азот (-3) катиона аммония:

NH4NO3 = N2O + 2H2O (до 250 °C)

Не окислительно-восстановительные реакции - соответственно, реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например, указанная выше реакция нейтрализации.

По тепловому эффекту реакции[править]

Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода

эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, ΔrH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (ΔrH < 0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (ΔrH > 0) - поглощение.

По типу превращений реагирующих частиц[править]

соединения:

разложения:

замещения:

обмена (тип реакции-нейтрализация):

обмена (тип реакции-обмена):

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением и выделением энергии, например в виде теплопередачи, изменением агрегатного состояния реагентов, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.

В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов. В атомах же участвующих в реакции элементов обязательно происходят видоизменения электронной оболочки.

10.Схема и уравнение химической реакции (алгоритм записи уравнения). Физический смысл стехиометрических коэффициентов. Типы уравнения: полное, неполное, молекулярное, ионное, термохимическое. Привести примеры.

При химических реакциях одни вещества превращаются в другие. Вспомним известную нам реакцию серы с кислородом. И в ней из одних веществ (исходных веществ или реагентов) образуются другие (конечные вещества или продукты реакции).

Для записи и передачи информации о химических реакциях используются схемы и уравнения реакций.

Схема химической реакции – условная запись,дающая качественнуюинформацию о химической реакции.

Схема реакции показывает, какие вещества вступают в реакцию и какие образуются в результате реакции. И в схемах, и в уравнениях реакций вещества обозначаются их формулами.

Схема горения серы записывается так: S8 + O2 SO2.

Это означает, что при взаимодействии серы с кислородом протекает химическая реакция, в результате которой образуется диоксид серы (сернистый газ). Все вещества здесь молекулярные, поэтому при записи схемы использованы молекулярные формулы этих веществ. То же относится и к схеме другой реакции – реакции горения белого фосфора:

При нагревании до 900 oС карбоната кальция (мела, известняка) протекает химическая реакция: карбонат кальция превращается в оксид кальция (негашеную известь) и диоксид углерода (углекислый газ) по схеме:

CaCO3 CaO + CO2.

Для указания на то, что процесс происходит при нагревании, схему (и уравнение) обычно дополняют знаком " t" , а то, что углекислый газ при этом улетучивается, обозначают стрелкой, направленной вверх:

CaCO3 CaO + CO2.

Карбонат кальция и оксид кальция – вещества немолекулярные, поэтому в схеме использованы их простейшие формулы, отражающие состав их формульных единиц. Для молекулярного вещества – углекислого газа – использована молекулярная формула.

Рассмотрим схему реакции, протекающей при взаимодействия пентахлорида фосфора с водой: PCl5 +H2O H3PO4 + HCl.

Из схемы видно, что при этом образуется фосфорная кислота и хлороводород.

Иногда для передачи информации о химической реакции бывает достаточно и краткой схемы этой реакции, например:

S8 SO2; P4 P4O10; CaCO3 CaO.

Естественно, что краткой схеме может соответствовать и несколько разных реакций.

Уравнение химической реакции – условная запись, дающая качественную и количественную информацию о химической реакции.

Для любой химической реакции справедлив один из важнейших законов химии:

При протекании химических реакций атомы не появляются, не исчезают и не превращаются друг в друга.

При записи уравнений химических реакций, кроме формул веществ, используются коэффициенты. Как и в алгебре, коэффициент "1" в уравнении химической реакции не ставится, но подразумевается. Рассмотренные нами реакции описываются следующими уравнениями:

1S8 + 8O2 = 8SO2, или S8 + 8O2 = 8SO2;

1P4 + 5O2 = 1P4O10, или P4 + 5O2 = P4O10;

1CaCO3 = 1CaO + 1CO2, или CaCO3 = CaO + CO2;

1PCl5 + 4H2O = 1H3PO4 + 5HCl, или PCI5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCI.