Die Struktur der Materie ist das Grundprinzip der atomaren molekularen Lehre. Grundbegriffe der Chemie. Atommolekulare Wissenschaft. Die Entstehung der atomar-molekularen Wissenschaft

Vorlesung 1

THEMA UND BEDEUTUNG DER CHEMIE

1. Fach Chemie. Unter den Naturwissenschaften, die die Grundlagen des Ingenieurwissens bestimmen, nimmt die Chemie aufgrund ihrer Informationsbedeutung eine Spitzenstellung ein. Bekanntermaßen ist etwa ein Viertel des Gesamtvolumens an wissenschaftlichen und technischen Informationen chemischer Natur.

Moderne Definition von Chemie: ein System chemischer Wissenschaften (organische, anorganische, analytische, physikalische Chemie usw.), dessen Hauptaufgabe das Studium chemischer Prozesse (Reaktionen) der Bildung und Zerstörung von Molekülen (chemische Bindung) ist. sowie die Beziehungen und Übergänge zwischen diesen Prozessen und anderen Bewegungsformen der Materie (elektromagnetische Felder und Strahlung etc.).

Die Chemie untersucht die Zusammensetzung, Struktur von Stoffen organischen und anorganischen Ursprungs, die Wechselwirkungsfähigkeit von Stoffen und das Phänomen der Umwandlung chemischer Energie in Wärme, Elektrizität, Licht usw.

Die Bedeutung der Chemie für die Existenz und Entwicklung der Menschheit ist enorm. Es genügt zu sagen, dass kein einziger Produktionszweig ohne Chemie auskommt. Schaut man sich an, was einen Menschen im Alltag oder bei der Arbeit umgibt, sind das alles Gaben und Taten der Chemie. Über die Bedeutung der Chemie in verschiedenen Industriezweigen, der Landwirtschaft und der Medizin wurden ganze Bücher geschrieben. Der berühmte englische Physiker W. Ramsay sagte: „Diese Nation, dieses Land, das andere in der Entwicklung der Chemie übertrifft, wird sie im allgemeinen materiellen Wohlstand übertreffen.“

Grundgesetze der Chemie

Die Atommolekularwissenschaft ist die theoretische Grundlage der Chemie.

Substanz ist eine der Existenzformen der Materie. Materie besteht aus einzelnen winzigen Teilchen – Molekülen, Atomen, Ionen, die wiederum eine bestimmte innere Struktur haben. Mit anderen Worten, jede Substanz ist nicht etwas Kontinuierliches, sondern besteht aus einzelnen sehr kleinen Teilchen; Grundlage der atomar-molekularen Lehre ist das Prinzip der Diskretion (Diskontinuität der Struktur) der Materie. Die Eigenschaften von Stoffen hängen von der Zusammensetzung und Struktur der Partikel ab, aus denen sie bestehen. Bei den meisten Stoffen handelt es sich bei diesen Teilchen um Moleküle.

Molekül – das kleinste Teilchen einer Substanz, das seine chemischen Eigenschaften besitzt. Moleküle wiederum bestehen aus Atomen. Atom – das kleinste Teilchen eines Elements, das seine chemischen Eigenschaften hat.

Es ist zwischen den Begriffen „einfacher (elementarer) Stoff“ und „chemisches Element“ zu unterscheiden. Tatsächlich zeichnet sich jeder einfache Stoff durch bestimmte physikalische und chemische Eigenschaften aus. Wenn eine einfache Substanz eine chemische Reaktion durchläuft und eine neue Substanz bildet, verliert sie die meisten ihrer Eigenschaften. Beispielsweise verliert Eisen durch die Verbindung mit Schwefel seinen metallischen Glanz, seine Formbarkeit, seine magnetischen Eigenschaften usw. Ebenso sind Wasserstoff und Sauerstoff, die Bestandteile von Wasser sind, im Wasser nicht in Form von gasförmigem Wasserstoff und Sauerstoff enthalten ihre charakteristischen Eigenschaften, jedoch in Form von Elementen – Wasserstoff und Sauerstoff. Befinden sich diese Elemente in einem „freien Zustand“, d.h. sind mit keinem anderen Element chemisch verbunden, sie bilden einfache Stoffe. Ein chemisches Element kann als eine Atomart definiert werden, die durch bestimmte Eigenschaften gekennzeichnet ist . Wenn sich Atome desselben Elements miteinander verbinden, entstehen einfache Substanzen, während die Kombination von Atomen verschiedener Elemente entweder eine Mischung einfacher Substanzen oder eine komplexe Substanz ergibt.

Die Existenz eines chemischen Elements in Form mehrerer einfacher Substanzen wird Allotropie genannt. Verschiedene einfache Substanzen, die aus demselben Element bestehen, werden als allotrope Modifikationen dieses Elements bezeichnet. Der Unterschied zwischen einem einfachen Stoff und einem Element wird besonders deutlich, wenn man auf mehrere einfache Stoffe trifft, die aus demselben Element bestehen. Es gibt Allotropie der Zusammensetzung und Allotropie der Form. Atome desselben Elements, die in unterschiedlichen geometrischen Ordnungen angeordnet sind (Formallotropie) oder zu Molekülen unterschiedlicher Zusammensetzung zusammengefasst sind (Zusammensetzungsallotropie), bilden einfache Substanzen mit unterschiedlichen physikalischen Eigenschaften und ähnlichen chemischen Eigenschaften. Beispiele beinhalten:
Sauerstoff und Ozon, Diamant und Graphit. 2. Stöchiometrische Gesetze. Chemisches Äquivalent. Grundlage der atomar-molekularen Wissenschaft sind die Grundgesetze der Chemie, die an der Wende vom 18. zum 19. Jahrhundert entdeckt wurden.

Gesetz der Erhaltung von Massen und Energien, ist das Grundgesetz der Naturwissenschaft. Es wurde erstmals von M.V. formuliert und experimentell untermauert. Lomonosov 1756-59, später wurde es von A.L. entdeckt und bestätigt. Lavoisier: Die Masse der resultierenden Reaktionsprodukte ist gleich der Masse der Ausgangsreagenzien. In mathematischer Form lässt sich das schreiben:

Wo ich, J– ganze Zahlen, die der Anzahl der Reaktanten und Produkte entsprechen.

In seiner modernen Form wird dieses Gesetz wie folgt formuliert: In einem isolierten System ist die Summe von Massen und Energien konstant. Das Massenerhaltungsgesetz basiert auf der Untersuchung von Reaktionen zwischen einzelnen Stoffen und der quantitativen chemischen Analyse.

Das Gesetz der Beziehung zwischen Masse und Energie (A. Einstein). Einstein zeigte, dass es einen Zusammenhang zwischen Energie und Masse gibt, quantifiziert durch die Gleichung:

E = mc 2 oder Dm = D E/C 2 (2.2)

wobei E Energie ist; m – Masse; Mit - Lichtgeschwindigkeit. Das Gesetz gilt für Kernreaktionen, bei denen bei kleinen Massenänderungen große Energiemengen freigesetzt werden (Atomexplosion).

Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung (J.L. Proust, 1801-1808): Unabhängig davon, wie diese chemisch reine Verbindung gewonnen wird, ist ihre Zusammensetzung konstant. So kann Zinkoxid durch eine Vielzahl von Reaktionen gewonnen werden:

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnСO 3 = ZnO + CO 2; Zn(OH) 2 = ZnO + H 2 O.

Eine chemisch reine ZnO-Probe enthält jedoch immer 80,34 % Zn und 19,66 % O.

Das Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung ist für gasförmige, flüssige und eine Reihe fester Stoffe vollständig erfüllt ( farbenblinde Menschen), jedoch behalten viele kristalline Substanzen ihre Struktur mit einer (innerhalb bestimmter Grenzen) variablen Zusammensetzung ( Berthollides). Dazu gehören Verbindungen bestimmter Metalle untereinander, einzelne Oxide, Sulfide und Nitride. Folglich gilt dieses Gesetz nur für Stoffe, die unabhängig von ihrem Aggregatzustand eine molekulare Struktur aufweisen. Bei Verbindungen variabler Zusammensetzung hat dieses Gesetz Grenzen in der Anwendbarkeit, insbesondere bei Stoffen im festen Zustand, da der Träger der Eigenschaften in einem bestimmten Zustand kein Molekül ist, sondern ein bestimmter Satz von Ionen unterschiedlichen Vorzeichens, eine sogenannte Phase (a homogener Teil eines heterogenen Systems, begrenzt durch eine Grenzfläche), oder anders ausgedrückt: Die Kristallgitter von Festkörpern weisen Defekte (Leerstellen und Einschlüsse von Plätzen) auf.

Äquivalentgesetz (Richter, 1792-1800): Chemische Elemente verbinden sich in Massenverhältnissen miteinander, die proportional zu ihren chemischen Äquivalenten sind:

Alle stöchiometrischen Berechnungen werden auf Grundlage dieses Gesetzes durchgeführt.

Chemisches Äquivalent eines Elements ist die Menge davon, die sich mit 1 Mol (1,008 g) Wasserstoffatomen verbindet oder die gleiche Anzahl Wasserstoffatome in chemischen Verbindungen ersetzt.

Der Begriff der Äquivalente und Äquivalentmassen gilt auch für komplexe Stoffe. Entspricht einer komplexen Substanz ist die Menge davon, die mit einem Äquivalent Wasserstoff oder allgemein mit einem Äquivalent eines anderen Stoffes rückstandsfrei reagiert.

Berechnung der Äquivalente einfacher und komplexer Stoffe:

Wo A r – Atommasse des Elements; M A– Molekulargewicht der Verbindung.

Das Gesetz der multiplen Verhältnisse (D. Dalton, 1808). Wenn zwei Elemente mehrere chemische Verbindungen miteinander eingehen, dann wird die Menge des einen von ihnen im Verhältnis zur gleichen Menge des anderen als kleine ganze Zahl in Beziehung gesetzt.

Avogadros Gesetz (1811). Dies ist eines der Grundgesetze der Chemie: Gleiche Gasvolumina unter gleichen physikalischen Bedingungen (Druck und Temperatur) enthalten die gleiche Anzahl an Molekülen.

A. Avogadro stellte fest, dass die Moleküle gasförmiger Substanzen zweiatomig sind, nicht H, O, N, Cl, sondern H 2, O 2, N 2, Cl 2. Mit der Entdeckung der Inertgase (sie sind einatomig) wurden jedoch Ausnahmen entdeckt.

Erste Konsequenz: 1 Mol eines beliebigen Gases hat unter normalen Bedingungen ein Volumen von 22,4 Litern.

Zweite Konsequenz: Die Dichten aller Gase hängen von ihren Molekularmassen ab: d 1 / d 2 = M 1 / M 2.

Die Avogadro-Konstante ist die Anzahl der Teilchen in 1 Mol einer Substanz von 6,02 × 10 23 mol -1.

Die Erklärung der Grundgesetze der Chemie im Lichte der atomar-molekularen Theorie liegt in ihren Postulaten:

1) Atome sind die kleinsten Materieteilchen, die nicht in ihre Bestandteile (auf chemischem Wege) zerlegt oder ineinander umgewandelt oder zerstört werden können;

2) alle Atome eines Elements sind identisch und haben die gleiche Masse (wenn Sie die Existenz von Isotopen nicht berücksichtigen, siehe Vorlesung 3);

3) Atome verschiedener Elemente haben unterschiedliche Massen;

4) bei einer chemischen Reaktion zwischen zwei oder mehr Elementen verbinden sich ihre Atome in kleinen ganzzahligen Verhältnissen miteinander;

5) Die relativen Massen der Elemente, die sich miteinander verbinden, stehen in direktem Zusammenhang mit den Massen der Atome selbst, d.h. Wenn sich 1 g Schwefel mit 2 g Kupfer verbindet, bedeutet dies, dass jedes Kupferatom doppelt so viel wiegt wie ein Schwefelatom;

Kurz gesagt, die Chemie wird durch ganze Zahlen „gesteuert“, weshalb alle diese Gesetze als stöchiometrisch bezeichnet werden. Dies ist der Triumph der atomar-molekularen Wissenschaft.

3. Atom- und Molekülmassen. Mol. Betrachten wir, in welchen Einheiten Molekül- und Atommassen ausgedrückt werden. Im Jahr 1961 wurde eine einheitliche Skala der relativen Atommassen eingeführt , die auf 1/12 der Masse eines Atoms des Kohlenstoffisotops 12 C basiert, die sogenannte Atommasseneinheit (amu). Demnach ist derzeit die relative Atommasse (Atommasse) eines Elements das Verhältnis der Masse seines Atoms zu 1/12 der Masse eines 12-C-Atoms.

Ebenso ist das relative Molekulargewicht (Molekulargewicht) einer einfachen oder komplexen Substanz das Verhältnis der Masse ihres Moleküls
bis 1/12 der Masse eines 12-C-Atoms. Da die Masse eines Moleküls gleich der Summe der Massen seiner Atombestandteile ist, ist die relative Molekülmasse gleich der Summe der entsprechenden relativen Atommassen. Das Molekulargewicht von Wasser, dessen Molekül zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom enthält, beträgt beispielsweise: 1,0079 × 2 + 15,9994 = 18,0152.

Neben Massen- und Volumeneinheiten verwendet man in der Chemie auch eine Mengeneinheit eines Stoffes, das sogenannte Mol. Mol – die Menge eines Stoffes, die so viele Moleküle, Atome, Ionen, Elektronen oder andere Struktureinheiten enthält, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C sind.

Die Menge eines Stoffes in Mol ist gleich dem Verhältnis der Masse des Stoffes M auf sein Molekulargewicht M:

n= M/M. (2.8)

Molmasse ( M) wird normalerweise in g/mol ausgedrückt. Die Molmasse eines Stoffes, ausgedrückt in g/mol, hat den gleichen Zahlenwert wie seine relative Molekülmasse (Atommasse). Somit beträgt die Molmasse von atomarem Wasserstoff 1,0079 g/mol, molekularer Wasserstoff 2,0158 g/mol.

Abhängigkeit des Gasvolumens von Druck und Temperatur kann beschrieben werden Zustandsgleichung eines idealen Gases pV = RT, gilt für ein Mol Gas und ergibt unter Berücksichtigung der Molzahl die berühmte Gleichung
Clapeyron–Mendelejew:

pV= N RT (2.9)

Wo R– universelle Gaskonstante (8,31 J/mol×K).

Verwendung dieser Gleichung und der zweiten Folgerung des Avogadro-Gesetzes unter Verwendung einfacher Messinstrumente (Thermometer, Barometer, Waagen) am Ende des 19. Jahrhunderts. Die Molekülmassen vieler flüchtiger einfacher und komplexer organischer und anorganischer Substanzen wurden bestimmt. Im Jahr 1860 wurden auf dem Ersten Internationalen Chemikerkongress (Karlsruhe, Deutschland) klassische Definitionen grundlegender Konzepte übernommen: Atom, Molekül, Element usw., eine Systematik und Klassifizierung der wichtigsten Reaktionstypen und Klassen chemischer Verbindungen wurde durchgeführt .

4. Hauptklassen anorganischer Verbindungen. Die Klassifizierung einfacher und komplexer chemischer Substanzen basiert auf der Betrachtung der Reagenzien und Produkte einer der wichtigsten chemischen Reaktionen – der Neutralisationsreaktion. Die Grundlagen dieser Klassifikation wurden von I.Ya. Berzelius im Jahr 1818, später wurde es wesentlich präzisiert und ergänzt.

Alchemisten kombinierten auch eine Reihe einfacher Substanzen mit ähnlichen physikalischen und chemischen Eigenschaften Metalle . Typische Metalle zeichnen sich durch Formbarkeit, metallischen Glanz, hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit aus; von ihren chemischen Eigenschaften her sind Metalle Reduktionsmittel. Die restlichen einfachen Substanzen wurden in der Klasse zusammengefasst Nichtmetalle (Metalloide ). Nichtmetalle haben vielfältigere physikalische und chemische Eigenschaften. Wenn einfache Substanzen mit Sauerstoff interagieren, entstehen sie Oxide . Es bilden sich Metalle Basic Oxide, Nichtmetalle – sauer . Bei der Reaktion solcher Oxide mit Wasser bzw. Gründe Und Säuren . Schließlich führt die Neutralisationsreaktion von Säuren und Basen zur Bildung Salze . Salze können auch durch die Wechselwirkung basischer Oxide mit sauren Oxiden oder Säuren sowie saurer Oxide mit basischen Oxiden oder Basen erhalten werden (Tabelle 1).

Tabelle 1

Chemische Eigenschaften der Hauptklassen anorganischer Verbindungen

Es sollte betont werden, dass nur solche basischen Oxide, die wasserlösliche Basen bilden, direkt mit Wasser reagieren – Alkalien . Wasserunlösliche Basen (z. B. Cu(OH) 2) können aus Oxiden nur in zwei Stufen gewonnen werden:

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

Die Klassifizierung von Oxiden ist nicht auf basisch und sauer beschränkt. Eine Reihe von Oxiden und ihren entsprechenden Hydroxiden weisen doppelte Eigenschaften auf: Sie reagieren mit Säuren als Basen und mit Basen als Säuren (in beiden Fällen werden Salze gebildet). Solche Oxide und Hydroxide werden genannt amphoter :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (Feststofffusion),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (in Lösung).

Einige Oxide können nicht der entsprechenden Säure oder Base zugeordnet werden. Solche Oxide werden genannt nicht salzbildend , zum Beispiel Kohlenmonoxid (II) CO, Stickoxid (I) N 2 O. Sie nehmen nicht an Säure-Base-Wechselwirkungen teil, können aber andere Reaktionen eingehen. N 2 O ist also ein starkes Oxidationsmittel, CO ist ein gutes Reduktionsmittel. Manchmal werden saure, basische und amphotere Oxide zu einer Klasse zusammengefasst salzbildend .

Unter den Säuren stechen hervor Sauerstofffrei – zum Beispiel Chlorwasserstoff (Salzsäure) HCl, Schwefelwasserstoff H 2 S, Blausäure (Hydrogencyanid) HCN. Hinsichtlich der Säure-Base-Eigenschaften unterscheiden sie sich nicht sauerstoffhaltig Säuren Es gibt auch Stoffe, die basische Eigenschaften haben, aber keine Metallatome enthalten, zum Beispiel Ammoniumhydroxid NH 4 OH – ein Derivat von Ammoniak NH 3.

Die Namen von Säuren leiten sich von dem Element ab, das die Säure bildet. Bei sauerstofffreien Säuren werden dem Namen des Elements (oder der Elementgruppe, zum Beispiel CN ​​– Cyan), das die Säure bildet, das Suffix „o“ und das Wort „Wasserstoff“ hinzugefügt: H 2 S – Schwefelwasserstoff, HCN - Blausäure.

Die Namen sauerstoffhaltiger Säuren richten sich nach dem Oxidationsgrad des säurebildenden Elements. Der maximale Oxidationsgrad eines Elements entspricht dem Suffix „... n (th)“ oder „... ov (th)“, zum Beispiel HNO 3 – Salpetersäure, HClO 4 – Perchlorsäure, H 2 CrO 4 - Chromsäure. Mit abnehmender Oxidationsstufe ändern sich die Suffixe in der folgenden Reihenfolge: „...ovat(aya)“, „...ist(aya)“, „...ovatist(aya)“; HClO 3 ist beispielsweise hypochlorig, HClO 2 ist chlorig, HOCl ist hypochlorige Säure. Wenn ein Element Säuren nur in zwei Oxidationsstufen bildet, wird mit dem Suffix „...ist(aya)“ die Säure bezeichnet, die der niedrigsten Oxidationsstufe des Elements entspricht; HNO 2 ist beispielsweise salpetrige Säure. Säuren, die in ihrer Zusammensetzung die Atomgruppe -O-O- enthalten, können als Derivate von Wasserstoffperoxid betrachtet werden. Sie werden Peroxosäuren (oder Persäuren) genannt. Bei Bedarf wird nach dem Präfix „Peroxo“ ein numerisches Präfix in den Namen der Säure eingefügt, das die Anzahl der Atome des säurebildenden Elements angibt, die Teil des Moleküls sind, zum Beispiel: H 2 SO 5, H 2 S 2 O 8.

Unter den Verbindungen bildet sich eine wichtige Gruppe Gründe (Hydroxide), d.h. Stoffe mit Hydroxylgruppen OH - . Die Namen von Hydroxiden werden aus dem Wort „Hydroxid“ und dem Namen des Elements im Genitiv gebildet, danach wird bei Bedarf die Oxidationsstufe des Elements in römischen Ziffern in Klammern angegeben. LiOH ist beispielsweise Lithiumhydroxid, Fe(OH) 2 ist Eisen(II)-hydroxid.

Eine charakteristische Eigenschaft von Basen ist ihre Fähigkeit, mit Säuren, sauren oder amphoteren Oxiden zu Salzen zu reagieren, zum Beispiel:

KOH + HCl = KCl + H 2 O,

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + H 2 O

Unter Basen werden aus Sicht der protolytischen (Protonen-)Theorie Stoffe verstanden, die Protonenakzeptoren sein können, d.h. ist in der Lage, Wasserstoffionen zu binden. Aus dieser Sicht gehören zu den Basen nicht nur basische Hydroxide, sondern auch einige andere Stoffe, zum Beispiel Ammoniak, dessen Molekül ein Proton hinzufügen und so ein Ammoniumion bilden kann:

NH 3 + H + = NH 4 +

Tatsächlich ist Ammoniak wie basische Hydroxide in der Lage, mit Säuren unter Bildung von Salzen zu reagieren:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

Abhängig von der Anzahl der Protonen, die sich an die Base binden können, gibt es einsaure Basen (z. B. LiOH, KOH, NH 3), zweisaure Basen [Ca(OH) 2, Fe(OH) 2] usw .

Amphotere Hydroxide (Al(OH) 3, Zn(OH) 2) können in wässrigen Lösungen sowohl als Säuren (unter Bildung von Wasserstoffkationen) als auch als Basen (unter Bildung von Hydroxylanionen) dissoziieren; Sie können sowohl Donatoren als auch Akzeptoren von Protonen sein. Daher bilden amphotere Hydroxide Salze, wenn sie sowohl mit Säuren als auch mit Basen reagieren. Amphotere Hydroxide zeigen bei Wechselwirkung mit Säuren die Eigenschaften von Basen und bei Wechselwirkung mit Basen die Eigenschaften von Säuren:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnСl 2 + 2H 2 O,

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

Es gibt Verbindungen von Elementen mit Sauerstoff, die in ihrer Zusammensetzung zur Klasse der Oxide, in ihrer Struktur und ihren Eigenschaften jedoch zur Klasse der Salze gehören. Dabei handelt es sich um sogenannte Peroxide bzw. Peroxide. Peroxide sind Salze des Wasserstoffperoxids H 2 O 2, zum Beispiel Na 2 O 2, CaO 2. Ein charakteristisches Merkmal der Struktur dieser Verbindungen ist das Vorhandensein von zwei miteinander verbundenen Sauerstoffatomen („Sauerstoffbrücke“) in ihrer Struktur: -O-O-.

Salze Bei der elektrolytischen Dissoziation bilden sie in wässriger Lösung ein K + -Kation und ein A – -Anion. Salze können als Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Wasserstoffatomen in einem Säuremolekül durch Metallatome oder als Produkte des vollständigen oder teilweisen Ersatzes von Hydroxylgruppen in einem basischen Hydroxidmolekül durch saure Reste betrachtet werden.

Die Neutralisationsreaktion läuft möglicherweise nicht vollständig ab. In diesem Fall mit einem Überschuss an Säure, sauer Salze, mit überschüssiger Base - Basic (Salze, die in einem äquivalenten Verhältnis gebildet werden, werden genannt Durchschnitt ). Es ist klar, dass saure Salze nur durch mehrsaure Säuren, basische Salze – nur durch mehrsaure Basen gebildet werden können:

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.

In der Vielfalt und Vielzahl chemischer Reaktionen war ihre Klassifizierung schon immer präsent. Unter Berücksichtigung der Entwicklung der Chemie werden daher drei Haupttypen chemischer Reaktionen unterschieden:

1) Säure-Basen-Gleichgewicht, Sonderfälle – Neutralisation, Hydrolyse, elektrolytische Dissoziation von Säuren und Basen;

2) Redox mit einer Änderung der Oxidationsstufe eines Atoms, Ions, Moleküls. In diesem Fall werden die Stufen Oxidation und Reduktion als Teile eines Prozesses des Elektronenverlusts und -gewinns unterschieden;

3) Komplexbildung – die Anlagerung einer bestimmten Anzahl von Molekülen oder Ionen an das Zentralatom oder Ion des Metalls, das ein Komplexbildner ist, und erstere sind Liganden, deren Anzahl durch die Koordinationszahl (n) gekennzeichnet ist. .

Nach diesen Arten chemischer Reaktionen werden chemische Verbindungen klassifiziert: Säuren und Basen, Oxidationsmittel und Reduktionsmittel, komplexe Verbindungen und Liganden.

In einer moderneren Interpretation, die die elektronische Struktur von Atomen und Molekülen berücksichtigt, können Reaktionen des ersten Typs als Reaktionen definiert werden, an denen ein Proton beteiligt ist, und Reaktionen des zweiten Typs – unter Übertragung eines Elektrons dritter Typ – mit der Übertragung eines freien Elektronenpaares. Das quantitative Maß für Reaktionen der ersten Art ist beispielsweise der pH-Wert, die zweite das Potential (E, B), die Potentialdifferenz (Δφ, V) und die dritte beispielsweise die Umsetzung einer bestimmten Koordinationszahl (n). ) chemischer (Donor-Akzeptor-)Bindungen, Energiestabilisierung des Ligandenfeldes des Zentralions – Komplexbildners
(ΔG, kJ/mol), Stabilitätskonstante.

Atomare Struktur

1. Entwicklung von Ideen über die Struktur des Atoms. Wenn infolge einer globalen Katastrophe alle von der Menschheit gesammelten wissenschaftlichen Erkenntnisse zerstört würden und nur ein einziger Satz an künftige Generationen weitergegeben würde, welche Aussage, die aus den wenigsten Wörtern besteht, würde dann die meisten Informationen bringen? Diese Frage wurde vom berühmten amerikanischen Physiker und Nobelpreisträger gestellt Richard Feynman und er selbst gab folgende Antwort: Das ist die Atomhypothese. Alle Körper bestehen aus Atomen – kleinen Körpern, die in ständiger Bewegung sind und auf kurze Distanz angezogen, aber abgestoßen werden, wenn einer von ihnen näher an den anderen gedrückt wird. Allerdings konnte der antike griechische Philosoph Demokrit, der 400 Jahre v. Chr. lebte, dieser Aussage im Wesentlichen zustimmen. Der moderne Mensch wüsste mehr über Atome, wenn er im Gegensatz zu den alten Griechen auf der Grundlage seines Wissens Atombomben und Kernkraftwerke bauen könnte.

Bis zum Ende des 19. Jahrhunderts. glaubte, das Atom sei ein unteilbares und unveränderliches Teilchen. Doch dann wurden Phänomene entdeckt, die aus dieser Sicht unerklärlich waren. Elektrochemische Forschung G. Davy, M. Faraday zeigten, dass ein Atom positive und negative Ladungen tragen kann, wenn sie an der Kathode oder Anode des Elektrolyseurs abgeschieden werden. Daher die korpuskulare Natur der elektrischen Ladung.

Durch die Verbesserung der Methoden zur Anregung von Gasen, um deren Spektren zu erhalten, W. Crooks entdeckte die sogenannten Kathodenstrahlen (ein Phänomen, das in modernen Fernsehgeräten implementiert ist). Wenn ein elektrischer Strom durch ein in einer Röhre eingeschlossenes verdünntes Gas fließt, geht vom Minuspol (Kathode) ein Strom schwachen Lichts – ein Kathodenstrahl – aus. Der Kathodenstrahl verleiht den Körpern, auf die er fällt, eine negative Ladung und wird zu positiv geladenen Körpern in der Nähe der Röhre abgelenkt. Daher ist der Kathodenstrahl ein Strom negativ geladener Teilchen.

Auch die Phänomene der thermischen Emission und Photoemission wurden entdeckt ( A.G. Stoletow), bestehend aus dem Ausschlagen negativ geladener Teilchen unter dem Einfluss von Temperatur und Lichtquanten, was die Tatsache bestätigt, dass das Atom negativ geladene Teilchen enthält. A.A. Becquerel entdeckte das Phänomen der Radioaktivität. Ehepartner Curie zeigten, dass der Fluss radioaktiver Strahlung ungleichmäßig ist und durch ein elektrisches und ein magnetisches Feld getrennt werden kann. Die gesamte in den Kondensator eintretende Strahlung gliedert sich in drei Teile: a-Strahlen (He 2+) werden leicht in Richtung der negativen Platte des Kondensators abgelenkt, b-Strahlen (Elektronenfluss) werden stark in Richtung der positiven Platte des Kondensators abgelenkt, g -Strahlen (elektromagnetische Wellen) werden überhaupt nicht vom elektrischen oder magnetischen Feld abgelenkt.

Und schließlich die Entdeckung der Röntgenstrahlen Konrad Röntgen zeigte, dass das Atom komplex ist und aus positiven und negativen Teilchen besteht, von denen H. Thomsen das kleinste Elektron nannte. Außerdem, R.S. Mulliken maß seine Ladung e= -1,6×10 -19 C (minimum möglich, d. h. elementar) und ermittelte die Masse des Elektrons M= 9,11×10 -31 kg.

Die Neutralität eines Atoms in Gegenwart von Elektronen führte zu der Schlussfolgerung, dass es im Atom einen Bereich gab, der eine positive Ladung trug. Offen bleibt die Frage nach dem Ort oder der Platzierung von Elektronen und vermeintlichen positiven Ladungen in Atomen, d. h. Frage nach der Struktur des Atoms. Basierend auf diesen Studien im Jahr 1903 H. Thomsen schlug ein Atommodell namens „Rosinenpudding“ vor, bei dem die positive Ladung im Atom gleichmäßig verteilt ist und eine negative Ladung durchsetzt ist. Weitere Untersuchungen zeigten jedoch die Inkonsistenz dieses Modells.

E. Rutherford(1910) schickten einen Strahl von a-Strahlen durch eine Materialschicht (Folie) und maßen die Ablenkung einzelner Partikel nach dem Durchgang durch die Folie. Rutherford fasste die Ergebnisse seiner Beobachtungen zusammen und stellte fest, dass ein dünner Metallschirm teilweise transparent für Alphateilchen war, die beim Durchgang durch den Schirm entweder ihre Bahn nicht änderten oder in kleinen Winkeln abgelenkt wurden. Einzelne a-Teilchen wurden wie ein Ball von der Wand zurückgeschleudert, als wären sie auf ihrem Weg auf ein unüberwindbares Hindernis gestoßen. Da nur sehr wenige durch die Folie hindurchtretende a-Teilchen zurückgeschleudert wurden, muss dieses Hindernis im Atom ein selbst im Vergleich zum Atom selbst unermesslich kleineres Volumen einnehmen und eine große Masse haben, da sonst das a- Partikel davon würden nicht abprallen. So entstand eine Hypothese über den Atomkern, in dem fast die gesamte Masse des Atoms und die gesamte positive Ladung konzentriert sind. In diesem Fall werden die Abweichungen der Bahn der meisten Alphateilchen um kleine Winkel unter dem Einfluss elektrostatischer Abstoßungskräfte vom Atomkern deutlich. Später wurde festgestellt, dass der Durchmesser des Kerns etwa 10 –5 nm und der Durchmesser des Atoms 10 –1 nm beträgt, d.h. Das Volumen des Kerns ist 10 12 mal kleiner als das Volumen des Atoms.

In dem von Rutherford vorgeschlagenen Atommodell befindet sich im Zentrum des Atoms ein positiv geladener Kern, um den sich Elektronen bewegen, deren Anzahl der Kernladung oder der Ordnungszahl des Elements entspricht, wie die Planeten um ihn herum Sonne (Planetenmodell des Atoms). Das von Rutherford entwickelte Kernmodell war ein großer Fortschritt beim Verständnis der Struktur des Atoms. Dies wurde durch eine Vielzahl von Experimenten bestätigt. Allerdings widersprach das Modell in mancher Hinsicht den allgemein anerkannten Fakten. Beachten wir zwei solcher Widersprüche.

Erstens konnte Rutherfords Planetenmodell des Atoms die Stabilität des Atoms nicht erklären. Nach den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik verliert ein Elektron, das sich um einen Kern bewegt, zwangsläufig Energie. Wenn die Energiereserve eines Elektrons abnimmt, muss sich der Radius seiner Umlaufbahn kontinuierlich verringern und infolgedessen auf den Kern fallen und aufhören zu existieren. Physikalisch gesehen ist ein Atom ein stabiles System und kann extrem lange Zeit ohne Zerstörung existieren.

Zweitens führte Rutherfords Modell zu falschen Schlussfolgerungen über die Natur der Atomspektren. Es stellte sich heraus, dass die Spektren von Alkalimetallen dem Spektrum von atomarem Wasserstoff ähneln, und ihre Analyse führte zu dem Schluss, dass die Atome jedes Alkalimetalls ein Elektron enthalten, das im Vergleich zu den übrigen Elektronen schwach an den Kern gebunden ist. Mit anderen Worten: In einem Atom befinden sich die Elektronen nicht im gleichen Abstand vom Kern, sondern in Schichten.

Atomspektren werden erhalten, indem die Strahlung angeregter Atome (in einer Hochtemperaturflamme oder auf andere Weise) durch ein spezielles optisches Gerät (Prisma, Prismensystem oder Beugungsgitter) geleitet wird, das die komplexe Strahlung in monochromatische Komponenten mit einer bestimmten Wellenlänge zerlegt (l) und dementsprechend mit einer bestimmten Schwingungsfrequenz elektromagnetischer Strahlung: n = Mit/l, wo C- Lichtgeschwindigkeit. Jeder monochromatische Strahl wird an einer bestimmten Stelle im Empfangsgerät (Fotoplatte usw.) registriert. Das Ergebnis ist ein Spektrum dieser Strahlung. Atomspektren bestehen aus einzelnen Linien – das sind Linienspektren.

Jede Atomart zeichnet sich durch eine genau definierte Linienanordnung im Spektrum aus, die sich bei anderen Atomarten nicht wiederholt. Dies ist die Grundlage der Methode der Spektralanalyse, mit deren Hilfe viele Elemente entdeckt wurden. Die Linearität der Atomspektren widersprach den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik, nach denen das Spektrum der Atome aufgrund der kontinuierlichen Energieemission des Elektrons kontinuierlich sein sollte.

2. Modell der Struktur des Bohr-Wasserstoffatoms. Da sich herausstellte, dass die Gesetze der klassischen Elektrodynamik zur Beschreibung des Verhaltens eines Elektrons in einem Atom nicht anwendbar waren, Niels Bohr formulierte erstmals Postulate basierend auf den Gesetzen der Quantenmechanik.

1. Im Wasserstoffatom gibt es Bahnen, entlang derer das Elektron nicht emittiert. Sie werden stationär genannt.

2. Die Emission oder Absorption von Energie erfolgt durch den Übergang eines Elektrons von einer stationären Umlaufbahn in eine andere. Kernferne Umlaufbahnen zeichnen sich durch einen großen Energievorrat aus. Beim Übergang von niedrigeren zu höheren Bahnen geht das Atom in einen angeregten Zustand über. Aber er wird möglicherweise nicht lange in diesem Zustand bleiben. Es gibt Energie ab und kehrt in seinen ursprünglichen Grundzustand zurück. In diesem Fall ist die Energie des Strahlungsquants gleich:

H n= E n – E k,

Wo N Und k- ganze Zahlen.

3. Grundprinzipien der Wellen-(Quanten-)Mechanik. Die Erklärung der Welleneigenschaften (Spektraleigenschaften) entstand gleichzeitig mit quantenmechanischen Konzepten in der Theorie der Atomstruktur. Die Prämisse war die Theorie Planke Körperstrahlung Er zeigte, dass Energieänderungen nicht kontinuierlich (gemäß den Gesetzen der klassischen Mechanik) erfolgen, sondern krampfhaft, in Portionen, die Quanten genannt werden. Die Quantenenergie wird durch die Plancksche Gleichung bestimmt: E = H n, wo H - Die Plancksche Konstante beträgt 6,63×10 –34 J×s,
n – Strahlungsfrequenz. Es stellt sich heraus, dass das Elektron korpuskuläre Eigenschaften (Masse, Ladung) und Welleneigenschaften – Frequenz, Wellenlänge – hat.

Deswegen Louis de Broglie vertrat die Idee des Teilchen-Wellen-Dualismus . Darüber hinaus ist der Welle-Teilchen-Dualismus für alle Objekte der Mikro- und Makrowelt charakteristisch, nur bei makroskopischen Objekten überwiegt einer der Eigenschaftssätze, und man spricht von Teilchen oder Wellen, und bei Elementarteilchen manifestieren sich beide Eigenschaften gemeinsam. Die Gleichung von De Broglie zeigt den Zusammenhang zwischen Teilchenimpuls und Wellenlänge: l = H/P = H/M u. So kann einem um einen Kern rotierenden Elektron eine bestimmte Wellenlänge zugeordnet werden.

Nach diesen Vorstellungen ist ein Elektron eine Wolke, die im Volumen eines Atoms verschmiert ist und unterschiedliche Dichten aufweist. Um die Position eines Elektrons in einem Atom zu beschreiben, ist es daher notwendig, eine probabilistische Beschreibung der Elektronendichte in einem Atom unter Berücksichtigung seiner Energie und räumlichen Geometrie einzuführen.

4. Quantenzahlen. Orbitale. Zur Erklärung der elektronischen Struktur des Wasserstoffatoms wurden vier Quantenzahlen vorgeschlagen N, l, m l, S, Charakterisierung des Energiezustands und des Verhaltens eines Elektrons in einem Atom. Diese Zahlen charakterisieren eindeutig den Zustand des Elektrons eines beliebigen Atoms des Periodensystems der Elemente. Für jedes Elektron haben sie zusammen unterschiedliche Werte.

Hauptquantenzahl n charakterisiert die Energie und Größe von Elektronenwolken. Es nimmt Werte für die Grundzustände der Atome 1–8 an und geht im Prinzip bis ins Unendliche. Ihre physikalische Bedeutung als Energieniveauzahl ist der Energiewert eines Elektrons in einem Atom und damit die Größe des Atoms. Bei P=1 Elektron befindet sich im ersten Energieniveau mit minimaler Gesamtenergie usw. Beim Erhöhen P Die Gesamtenergie steigt. Die Energie jedes Energieniveaus kann mit der Formel abgeschätzt werden: E = - 1 / 13,6 × n 2. Energieniveaus werden normalerweise wie folgt mit Buchstaben bezeichnet:

Bedeutung ( N)
Bezeichnungen	K	L	M	N	Q

Seitlich, orbital(oder azimutal)Quantenzahl l charakterisiert die Form von Elektronenorbitalen (Wolken) um ein Atom und bestimmt die Energieänderung innerhalb des Energieniveaus, d. h. kennzeichnet Energie Unterebene. Jede Form der Elektronenwolke entspricht einem bestimmten Wert des mechanischen Impulses des Elektrons, der durch die Seitenquantenzahl bestimmt wird l, die von 0 bis variieren P–1: P=1, l=0; P=2, l=0, l=1; P=3, l=0,l=1, l=2 usw. Energieunterebenen abhängig von l mit Buchstaben bezeichnet:

Werte ( l)
Notation ( V)	S	P	D	F	G	H

Die Elektronen, die sich im s-Niveau befinden, nennt man S- Elektronen,
An P Ebene - P- Elektronen, auf D Ebene - D- Elektronen.

Die Energie der Elektronen hängt vom äußeren Magnetfeld ab. Diese Abhängigkeit wird durch die magnetische Quantenzahl beschrieben. Magnetische Quantenzahl m l gibt die räumliche Ausrichtung des Elektronenorbitals (Wolke) an. Ein äußeres elektrisches oder magnetisches Feld verändert die räumliche Ausrichtung von Elektronenwolken und es kommt zu einer Energieaufspaltung.
Unterebenen. Nummer m l variiert zwischen - l, 0, +l und kann (2× l+1) Werte:

Die Kombination dreier Quantenzahlen beschreibt das Orbital eindeutig. Es wird als „Quadrat“ bezeichnet – . Ein Elektron als Teilchen erfährt eine Rotation um die eigene Achse – im Uhrzeigersinn und gegen den Uhrzeigersinn. Es wird beschrieben Spinquantenzahl s(MS), die Werte ±1/2 annimmt. Das Vorhandensein von Elektronen in einem Atom mit entgegengesetzt gerichteten Spins wird durch „Pfeile“ angezeigt. Die vier Mengen der Quantenzahlen beschreiben also die Energie der Elektronen.

5. Mehrelektronenatome. Bestimmung der Anzahl der Elektronen auf Ebenen und Unterebenen. In Mehrelektronenatomen wird die Anordnung der Elektronen gemäß einer Reihe von Quantenzahlen durch zwei Postulate bestimmt.

Pauli-Prinzip: In einem Atom kann es nicht zwei Elektronen geben, die vier gleiche Quantenzahlen haben (sonst sind sie nicht unterscheidbar, der minimale Energieunterschied liegt in den Spins). Folglich können sich in einer Elektronenzelle in einem Orbital nicht mehr als zwei Elektronen mit entgegengesetzt gerichteten Spins befinden.

Die Befüllung der Zellen mit Elektronen erfolgt gem Hunds Regel. Elektronen füllen sich S-, P-, D-, F- Orbitale so, dass der Gesamtspin maximal ist, oder mit anderen Worten, Elektronen neigen dazu, freie (leere) Orbitale zu füllen, und erst dann paaren sie sich (nach Pauli):

Unter Berücksichtigung der Prinzipien der Quantenchemie ist es möglich, die elektronische Konfiguration jedes Atoms wie folgt aus der Tabelle zu konstruieren. 2, aus der wir Formeln zur Bestimmung der Anzahl der Elektronen auf dem 2n 2-Niveau, auf dem 2(2 l+1). Die Anzahl der Orbitale ist gleich der Anzahl der Werte von m (m=1, m=2, m=3).

Die Füllung der Unterebenen mit Elektronen erfolgt gem Klechkovskys Herrschaft. Die Auffüllung der Energieniveaus erfolgt in aufsteigender Reihenfolge der Summe der Haupt- und Nebenquantenzahlen n+l.

Hat diese Summe die gleichen Werte, erfolgt die Befüllung in aufsteigender Reihenfolge N. Unterebenen werden in der Reihenfolge zunehmender Energie gefüllt:

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

Tabelle 2 – Elektronische Konfigurationen von Atomen

Welches Level wird als nächstes gefüllt? 4s»3d in Energie. 4s n=3, d=2, Summe ist 5, n=4, s=0, Summe = 4, d.h. 4er werden gefüllt usw. Energie 5s » 4d, die Summe ist 5 und 6, daher wird zuerst 5s gefüllt, dann 4d. Die Energie beträgt 6s » 5d » 4f, die Summe ist 6, 7 und 7. 6s wird am Anfang ausgefüllt. Für 4f ist die Hauptquantenzahl kleiner, daher wird diese Unterebene weiter gefüllt, gefolgt von 5d.

Die elektronische Konfiguration eines Atoms wird als Formel geschrieben, wobei die Anzahl der Elektronen in einer Unterebene durch einen hochgestellten Index angegeben wird. Für Aluminium können Sie beispielsweise die Elektronenkonfigurationsformel als 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 schreiben. Das bedeutet, dass es 2, 2, 6, 2, 1 Elektronen in den 1s, 2s, 2p, 3s, 3p gibt Unterebenen.

In einem nicht angeregten Atom mit mehreren Elektronen besetzen Elektronen Orbitale mit minimalen Energien. Sie interagieren miteinander: Elektronen auf den inneren Energieniveaus schirmen (undurchsichtige) Elektronen auf den äußeren Energieniveaus vor der Wirkung des positiven Kerns ab. Dieser Einfluss bestimmt die Änderung der Reihenfolge zunehmender Bahnenergie im Vergleich zur Reihenfolge zunehmender Bahnenergie im Wasserstoffatom.

Es ist zu beachten, dass es sich um Elemente mit vollständiger oder halber Füllung handelt D- Und F-Abweichungen von dieser Regel werden auf Unterebenen beobachtet. Beispielsweise im Fall des Kupferatoms Cu. Die elektronische Konfiguration [Аr] 3d 10 4s 1 entspricht einer niedrigeren Energie als die Konfiguration [Аr] 3d 9 4s 2 (das Symbol [Аr] bedeutet, dass die Struktur und Füllung der internen elektronischen Niveaus mit denen in Argon übereinstimmt). Die erste Konfiguration entspricht dem Grundzustand, die zweite dem angeregten Zustand.

Chemische Bindung

1. Die Art der chemischen Bindung. Theorien zur Erklärung chemischer Bindungen basieren auf Coulomb-, Quanten- und Wellenwechselwirkungen von Atomen. Zunächst müssen sie den Energiegewinn bei der Bildung von Molekülen, den Mechanismus der Bildung einer chemischen Bindung, ihre Parameter und die Eigenschaften der Moleküle erklären.

Die Bildung einer chemischen Bindung ist ein energetisch günstiger Vorgang und geht mit der Freisetzung von Energie einher. Dies wird durch eine quantenmechanische Berechnung der Wechselwirkung zweier Wasserstoffatome bei der Bildung eines Moleküls bestätigt (Heitler, London). Basierend auf den Berechnungsergebnissen wird die Abhängigkeit der potentiellen Energie des Systems abgeleitet Eüber den Abstand zwischen Wasserstoffatomen R(Abb. 4).

Reis. 4. Abhängigkeit der Energie vom Kernabstand.

Wenn Atome einander näher kommen, entstehen zwischen ihnen elektrostatische Anziehungs- und Abstoßungskräfte. Kommen Atome mit antiparallelen Spins zusammen, überwiegen zunächst die Anziehungskräfte, sodass die potentielle Energie des Systems abnimmt (Kurve 1). Abstoßende Kräfte beginnen bei sehr kleinen Abständen zwischen Atomen zu dominieren (Kernwechselwirkungen). Bei einem bestimmten Abstand zwischen den Atomen r 0 ist die Energie des Systems minimal, das System wird also am stabilsten, es kommt zu einer chemischen Bindung und es entsteht ein Molekül. Dann R 0 ist der Kernabstand im H2-Molekül, also die Länge der chemischen Bindung, und die Abnahme der Energie des Systems bei r 0 ist der Energiegewinn während der Bildung einer chemischen Bindung (oder die Energie einer chemischen Bindung). E sv). Es ist zu beachten, dass die Energie der Dissoziation eines Moleküls in Atome gleich ist E sv in der Größe und entgegengesetzt im Vorzeichen.

Für eine quantenmechanische Beschreibung einer chemischen Bindung werden zwei komplementäre Methoden verwendet: die Valenzbindungsmethode (VB) und die Molekülorbitalmethode (MO).

2. Valenzbindungsmethode (VB). Kovalente Bindung. Die wichtigste universelle Art der chemischen Bindung ist eine kovalente Bindung. Betrachten wir den Mechanismus der Bildung einer kovalenten Bindung nach der BC-Methode (am Beispiel der Bildung eines Wasserstoffmoleküls):

1. Eine kovalente Bindung zwischen zwei wechselwirkenden Atomen erfolgt durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares. Jedes Atom trägt ein ungepaartes Elektron bei, um ein gemeinsames Elektronenpaar zu bilden:

N·+·N ® N : N

Nach der BC-Methode handelt es sich also um eine chemische Bindung mit zwei Zentren und zwei Elektronen.

2. Ein gemeinsames Elektronenpaar kann nur durch die Wechselwirkung von Elektronen mit antiparallelen Spins entstehen:

Í+¯Î ® ͯÍ.

3. Wenn eine kovalente Bindung entsteht, überlappen sich Elektronenwolken:

Dies wird durch den experimentell ermittelten Wert des Kernabstands im H 2 -Molekül, r = 0,074 nm, bestätigt, der deutlich kleiner ist als die Summe der Radien zweier freier Wasserstoffatome, 2r = 0,106 nm.

Im Bereich der Wolkenüberlappung ist die Elektronendichte maximal, d.h. Die Wahrscheinlichkeit, dass sich zwei Elektronen im Raum zwischen Kernen befinden, ist viel größer als an anderen Orten. Es entsteht ein System, in dem zwei Kerne elektrostatisch mit einem Elektronenpaar interagieren. Dadurch kommt es zu einem Energiegewinn, das System wird stabiler und es entsteht ein Molekül. Je mehr sich die Elektronenwolken überlappen, desto stärker ist die kovalente Bindung.

Donor-Akzeptor-Mechanismus kovalenter Bindungen. Die Bildung einer kovalenten Bindung kann durch das eigene einsame Elektronenpaar eines Atoms (Ions) erfolgen - Spender und ein freies Atomorbital eines anderen Atoms (Ions) – Akzeptor. Dieser Mechanismus der Bildung kovalenter Bindungen wird Donor-Akzeptor genannt.

Die Bildung des Ammoniakmoleküls NH 3 erfolgt durch die gemeinsame Nutzung von drei ungepaarten Elektronen eines Stickstoffatoms und eines ungepaarten Elektrons von drei Wasserstoffatomen, um drei gemeinsame Elektronenpaare zu bilden. Im Ammoniakmolekül NH 3 verfügt das Stickstoffatom über ein eigenes freies Elektronenpaar. Das 1s-Atomorbital des Wasserstoffions H+ enthält keine Elektronen (leeres Orbital). Wenn sich das NH 3 -Molekül und das Wasserstoffion einander nähern, interagieren das freie Elektronenpaar des Stickstoffatoms und das freie Orbital des Wasserstoffions und bilden über den Donor-Akzeptor-Mechanismus und das NH 4 + -Kation eine chemische Bindung. Aufgrund des Donor-Akzeptor-Mechanismus beträgt die Wertigkeit von Stickstoff B = 4.

Die Bildung chemischer Bindungen durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus ist ein sehr häufiges Phänomen. Somit entsteht eine chemische Bindung in koordinativen (komplexen) Verbindungen nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus (siehe Vorlesung 16).

Betrachten wir im Rahmen der BC-Methode die charakteristischen Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Sättigung und Direktionalität.

Sättigung Bindung ist die Fähigkeit eines Atoms, nur an einer bestimmten Anzahl kovalenter Bindungen teilzunehmen. Die Sättigung wird durch die Wertigkeit des Atoms bestimmt. Die Sättigung charakterisiert die Anzahl (Anzahl) der chemischen Bindungen, die ein Atom in einem Molekül bildet, und diese Zahl wird Kovalenz (oder, wie bei der MO-Methode, Bindungsordnung) genannt.

Die Wertigkeit eines Atoms ist ein Konzept, das häufig bei der Untersuchung chemischer Bindungen verwendet wird. Unter Valenz versteht man die Affinität, also die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen. Die quantitative Bewertung der Wertigkeit kann je nach Art der Beschreibung eines Moleküls unterschiedlich sein. Nach der BC-Methode ist die Wertigkeit eines Atoms (B) gleich der Anzahl ungepaarter Elektronen. Aus den Elektronenzellformeln von Sauerstoff- und Stickstoffatomen folgt beispielsweise, dass Sauerstoff zweiwertig ist (2s 2 2p 4) und Stickstoff dreiwertig ist (2s 2 2p 3).

Angeregter Zustand von Atomen (v.s.). Gepaarte Elektronen des Valenzniveaus können bei Anregung entpaart und auf freie Atomorbitale (AO) eines höheren Unterniveaus innerhalb eines bestimmten Valenzniveaus übertragen werden. Beispielsweise gilt für Beryllium im nicht angeregten Zustand (n.s.) B = 0, weil In der äußeren Ebene gibt es keine ungepaarten Elektronen. Im angeregten Zustand (ES) besetzen gepaarte Elektronen 2s 2 die Unterebenen 2s 1 bzw. 2p 1 – B = 2.

Die Valenzfähigkeiten von p-Elementen derselben Gruppe sind möglicherweise nicht gleich. Dies ist auf die ungleiche Anzahl von AOs im Valenzniveau von Atomen von Elementen zurückzuführen, die sich in verschiedenen Perioden befinden. Beispielsweise weist Sauerstoff eine konstante Wertigkeit B = 2 auf, da sich seine Valenzelektronen auf dem Energieniveau 2 befinden, wo es keine freien (freien) AOs gibt. Schwefel hat im angeregten Zustand ein Maximum von B=6. Dies wird durch das Vorhandensein freier 3D-Orbitale auf dem dritten Energieniveau erklärt.

Richtung der kovalenten Bindung. Räumliche Struktur von Molekülen. Die stärksten chemischen Bindungen entstehen in Richtung der maximalen Überlappung der Atomorbitale (AO). Da AOs eine bestimmte Form und Energie haben, ist ihre maximale Überlappung unter Bildung von Hybridorbitalen möglich. Die AO-Hybridisierung ermöglicht es, die räumliche Struktur von Molekülen zu erklären, daher ist die kovalente Bindung durch Direktionalität gekennzeichnet.

3. Hybridisierung von Atomorbitalen und räumlicher Struktur
Moleküle. Atome gehen häufig Bindungen mit Elektronen unterschiedlicher Energiezustände ein. So sind die Atome Beryllium Be (2s12р1), Bor B (2s12р2) und Kohlenstoff C (2s12р3) an der Bindungsbildung beteiligt S- Und R-Elektronen. Trotz der Tatsache, dass S- Und R-Wolken unterscheiden sich in Form und Energie, die unter ihrer Beteiligung gebildeten chemischen Bindungen sind gleichwertig und symmetrisch angeordnet. Es stellt sich die Frage, wie Elektronen ungleichen Ausgangszustands äquivalente chemische Bindungen eingehen können. Die Antwort darauf gibt Einblick in die Hybridisierung von Valenzorbitalen.

Entsprechend Hybridisierungstheorien Chemische Bindungen werden durch Elektronen nicht aus „reinen“, sondern aus „gemischten“, den sogenannten, gebildet Hybridorbitale. Bei der Hybridisierung ändern sich die ursprüngliche Form und Energie der Orbitale (Elektronenwolken) und es entstehen AOs mit neuer, aber identischer Form und Energie. Dabei Die Anzahl der Hybridorbitale ist gleich der Anzahl der Atomorbitale, aus dem sie entstanden sind.

Reis. 5. Arten der Hybridisierung von Valenzorbitalen.

Die Art der Hybridisierung der Valenzorbitale des Zentralatoms und ihre räumliche Anordnung bestimmen die Geometrie der Moleküle. Ja, wenn sp-Hybridisierung In Beryllium-Be-AOs entstehen zwei sp-Hybrid-AOs, die in einem Winkel von 180° angeordnet sind (Abb. 5), daher haben die unter Beteiligung von Hybridorbitalen gebildeten Bindungen einen Bindungswinkel von 180°. Daher hat das BeCl 2 -Molekül eine lineare Form. Bei sp 2 -Hybridisierung Bor B werden drei sp 2 -Hybridorbitale gebildet, die in einem Winkel von 120° angeordnet sind. Dadurch hat das BCl 3 -Molekül eine trigonale Form (Dreieck). Bei sp 3 -Hybridisierung AO Kohlenstoff C, vier Hybridorbitale entstehen, die im Raum symmetrisch zu den vier Eckpunkten des Tetraeders ausgerichtet sind, daher hat das CCl 4 -Molekül
auch tetraedrische Form. Die tetraedrische Form ist charakteristisch für viele vierwertige Kohlenstoffverbindungen. Aufgrund der sp 3 -Hybridisierung der Orbitale von Stickstoff- und Boratomen haben NH 4 + und BH 4 – ebenfalls eine tetraedrische Form.

Tatsache ist, dass die Zentralatome dieser Moleküle, die C-, N- und O-Atome, aufgrund von sp 3 -Hybridorbitalen chemische Bindungen eingehen. Das Kohlenstoffatom verfügt über vier ungepaarte Elektronen pro vier sp3-Hybridorbitale. Dies bestimmt die Bildung von vier C-H-Bindungen und die Anordnung der Wasserstoffatome an den Ecken eines regelmäßigen Tetraeders mit einem Bindungswinkel von 109°28¢. Das Stickstoffatom hat ein einzelnes Elektronenpaar und drei ungepaarte Elektronen pro vier sp3-Hybridorbitale. Das Elektronenpaar erweist sich als nichtbindend und besetzt eines der vier Hybridorbitale, sodass das H 3 N-Molekül die Form einer trigonalen Pyramide hat. Aufgrund der abstoßenden Wirkung des nichtbindenden Elektronenpaares ist der Bindungswinkel im NH 3 -Molekül kleiner als der tetraedrische und beträgt 107,3°. Das Sauerstoffatom verfügt über zwei nichtbindende Elektronenpaare und zwei ungepaarte Elektronen pro vier sp 3 -Hybridorbitale. Da nun zwei der vier Hybridorbitale mit nichtbindenden Elektronenpaaren besetzt sind, hat das H 2 O-Molekül eine eckige Form. Die abstoßende Wirkung zweier nichtbindender Elektronenpaare kommt stärker zum Ausdruck, daher ist der Bindungswinkel gegenüber dem tetraedrischen noch stärker verzerrt und beträgt im Wassermolekül 104,5° (Abb. 6).

Reis. 6. Wirkung nichtbindender Elektronenpaare
Zentralatom auf der Geometrie von Molekülen.

Somit erklärt die BC-Methode gut die Sättigung und Richtung chemischer Bindungen, solche quantitativen Parameter wie Energie ( E), Länge der chemischen Bindungen ( l) und Bindungswinkel (j) zwischen chemischen Bindungen (Molekülstruktur). Dies lässt sich bequem und anschaulich anhand von Kugel-Stab-Modellen von Atomen und Molekülen demonstrieren. Die BC-Methode erklärt auch gut die elektrischen Eigenschaften von Molekülen, die durch die Elektronegativität von Atomen und das Dipolmoment von Molekülen gekennzeichnet sind. Elektronegativität von Atomen bezieht sich auf ihre Fähigkeit, bei der Bildung einer chemischen Bindung positiver oder negativer zu sein, oder mit anderen Worten, die Fähigkeit, Elektronen anzuziehen oder abzugeben und so Anionen und Kationen zu bilden. Der erste ist quantitativ
gekennzeichnet durch Ionisationspotential ( E P.I), die zweite ist die Energie der Elektronenaffinität ( E S.E.).

Tisch 3

Räumliche Konfiguration von Molekülen und Komplexen AB n

Art der Hybridisierung des Zentralatoms A	Anzahl der Elektronenpaare des Atoms A	Molekültyp	Räumliche Konfiguration	Beispiele
verbinden	Unverbindlich
sp			AB 2	Linear	BeCl 2 (g), CO 2
S. 2			AB 3	Dreieckig	BCl 3 , CO 3 2–
			AB 2	Ecke	O 3
S. 3			AB 4	Tetraeder	CCl4, NH4, BH4
			AB 3	Trigonal pyramidenförmig	H3N,H3P
			AB 2	Ecke	H2O
sp 3 d			EIN 5	Trigonale Bipyramide	PF5, SbCl5
			AB 4	Verzerrtes Tetraeder	SF 4
			AB 3	T-förmig	ClF 3
			AB 2	Linear	XeF 2
sp 3 d 2			AB 6	Oktaedrisch	SF 6, SiF 6 2–
			AB 5	Quadratisch-pyramidenförmig	WENN 5

Chemische Thermodynamik

1. Grundlegende Konzepte und Definitionen.Thermodynamik – ist eine Wissenschaft, die die allgemeinen Muster von Prozessen untersucht, die mit der Freisetzung, Absorption und Umwandlung von Energie einhergehen. Chemische Thermodynamik untersucht die gegenseitigen Umwandlungen chemischer Energie und ihrer anderen Formen – thermisch, licht, elektrisch usw. –, legt die quantitativen Gesetze dieser Übergänge fest und ermöglicht es auch, die Stabilität von Stoffen unter bestimmten Bedingungen und ihre Fähigkeit, in bestimmte einzutreten, vorherzusagen chemische Reaktionen. Thermochemie, ein Zweig der chemischen Thermodynamik, untersucht die thermischen Auswirkungen chemischer Reaktionen.

Hesssches Gesetz. In der chemischen Thermodynamik wird der erste Hauptsatz in das Hesssche Gesetz umgewandelt, das die thermischen Auswirkungen chemischer Reaktionen charakterisiert. Wärme ist wie Arbeit keine Funktion des Zustands. Um dem thermischen Effekt daher die Eigenschaft einer Zustandsfunktion zu geben, muss die Enthalpie (D H), deren Richtungsänderung D ist H= D U+P D V bei konstantem Druck. Beachten wir das P D V= A – Erweiterungsarbeit und D H = –Q(mit umgekehrtem Vorzeichen) . Die Enthalpie wird durch den Wärmeinhalt des Systems charakterisiert, sodass die exotherme Reaktion D senkt H. Bitte beachten Sie, dass bei einer chemischen Reaktion Wärme freigesetzt wird ( exotherm) entspricht D H < 0, а поглощению (endothermisch) D H> 0. In der alten chemischen Literatur wurde es akzeptiert Gegenteil Zeichensystem (!) ( Q> 0 für exotherme Reaktionen und Q < 0 для эндотермических).

Die Enthalpieänderung (thermischer Effekt) hängt nicht vom Reaktionsweg ab, sondern wird nur durch die Eigenschaften der Reaktanten und Produkte bestimmt (Hess’sches Gesetz, 1836)

Lassen Sie uns dies anhand des folgenden Beispiels zeigen:

C(Graphit) + O 2 (g) = CO 2 (g) D H 1 = –393,5 kJ

C(Graphit) + 1/2 O 2 (g) = CO(g) D H 2 = –110,5 kJ

CO (g.) + 1 / 2 O 2 (g.) = CO 2 (g.) D H 3 = –283,0 kJ

Dabei hängt die Bildungsenthalpie von CO 2 nicht davon ab, ob die Reaktion einstufig oder zweistufig abläuft, mit intermediärer Bildung von CO (D H 1 = D H 2+D H 3). Oder anders ausgedrückt: Die Summe der Enthalpien der chemischen Reaktionen im Zyklus ist Null:

Wo ich– Anzahl der Reaktionen in einem geschlossenen Kreislauf.

Bei jedem Prozess, bei dem der End- und der Anfangszustand der Stoffe gleich sind, ist die Summe aller Reaktionswärmen Null.

Wir haben zum Beispiel eine Abfolge mehrerer chemischer Prozesse, die letztlich zum Ausgangsstoff führen und jeweils durch eine eigene Enthalpie, also

und nach dem Hessschen Gesetz,

D H 1+D H 2+D H 3+D H 4 = 0, (7.4)

Der resultierende thermische Effekt ist Null, da in einigen Phasen Wärme abgegeben und in anderen absorbiert wird. Dies führt zu einem gegenseitigen Ausgleich.

Das Hesssche Gesetz ermöglicht es uns, die thermischen Auswirkungen jener Reaktionen zu berechnen, für die eine direkte Messung nicht möglich ist. Betrachten Sie zum Beispiel die Reaktion:

H 2 (g.) + O 2 (g.) = H 2 O 2 (l.) D H 1 = ?

Die folgenden thermischen Effekte können experimentell leicht gemessen werden:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (l.) D H 2 = –285,8 kJ,

H 2 O 2 (l.) = H 2 O (l.) + 1 / 2 O 2 (g.) D H 3 = –98,2 kJ.

Mit diesen Werten können Sie Folgendes erhalten:

D H 1 = D H 2 – D H 3 = –285,8 + 98,2 = –187,6 (kJ/mol).

Somit reicht es aus, die thermischen Auswirkungen einer begrenzten Anzahl von Reaktionen zu messen, um dann theoretisch den thermischen Effekt einer beliebigen Reaktion zu berechnen. In der Praxis tabellarisch Standardbildungsenthalpien D Hf° 298 gemessen bei T=298,15 K (25°C) und Druck P= 101,325 kPa (1 atm), d.h. bei normale Bedingungen. (Verwechseln Sie Standardbedingungen nicht mit normalen Bedingungen!)

Standardbildungsenthalpie D Hf° ist die Enthalpieänderung während der Reaktion der Bildung von 1 Mol eines Stoffes aus einfachen Stoffen:

Ca (fest) + C (Graphit) + 3 / 2 O 2 (g) = CaCO 3 (fest) D H° 298 =–1207 kJ/mol.

Bitte beachten Sie, dass die thermochemische Gleichung die Aggregatzustände von Stoffen angibt. Dies ist sehr wichtig, da Übergänge zwischen Aggregatzuständen ( Phasenübergänge) gehen mit der Freisetzung oder Aufnahme von Wärme einher:

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (l.) D H° 298 = –285,8 kJ/mol,

H 2 (g.) + 1/2 O 2 (g.) = H 2 O (g.) D H° 298 = –241,8 kJ/mol.

H 2 O (g.) = H 2 O (l.) D H° 298 = –44,0 kJ/mol.

Die Standardbildungsenthalpien einfacher Stoffe werden mit Null angenommen. Wenn ein einfacher Stoff in Form mehrerer allotroper Modifikationen existieren kann, dann ist D H° = 0 wird der unter Standardbedingungen stabilsten Form zugeordnet, zum Beispiel Sauerstoff und nicht Ozon, Graphit und nicht Diamant:

3 / 2 O 2 (g.) = O 3 (g.) D H° 298 = 142 kJ/mol,

C (Graphit) = C (Diamant) D H° 298 = 1,90 kJ/mol.

Eine Konsequenz des Hessschen Gesetzes unter Berücksichtigung des oben Gesagten besteht darin, dass die Änderung der Enthalpie während der Reaktion gleich der Summe der Bildungsenthalpien der Produkte minus der Summe der Bildungsenthalpien der Reaktanten unter Berücksichtigung ist die stöchiometrischen Koeffizienten der Reaktion:

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Grundbegriffe der Chemie, Gesetze der Stöchiometrie

Der chemische Atomismus (atomar-molekulare Theorie) ist historisch gesehen das erste grundlegende theoretische Konzept, das die Grundlage der modernen chemischen Wissenschaft bildet. Die Entstehung dieser Theorie dauerte mehr als hundert Jahre und ist mit den Aktivitäten so herausragender Chemiker wie M.V. verbunden. Lomonossow, A. L. Lavoisier, J. Dalton, A. Avogadro, S. Cannizzaro.

Die moderne atomar-molekulare Theorie kann in Form einer Reihe von Bestimmungen dargestellt werden:

1. Chemische Stoffe haben eine diskrete (diskontinuierliche) Struktur. Materieteilchen befinden sich in ständiger chaotischer thermischer Bewegung.

2. Die grundlegende Struktureinheit einer chemischen Substanz ist das Atom.

3. Atome in einer chemischen Substanz sind miteinander verbunden, um molekulare Partikel oder atomare Aggregate (supramolekulare Strukturen) zu bilden.

4. Komplexe Stoffe (oder chemische Verbindungen) bestehen aus Atomen verschiedener Elemente. Einfache Stoffe bestehen aus Atomen eines Elements und sollten als homonukleare chemische Verbindungen betrachtet werden.

Bei der Formulierung der Grundprinzipien der atomar-molekularen Theorie mussten wir mehrere Konzepte einführen, die detaillierter diskutiert werden müssen, da sie in der modernen Chemie von grundlegender Bedeutung sind. Dabei handelt es sich um die Begriffe „Atom“ und „Molekül“, genauer gesagt um atomare und molekulare Teilchen.

Zu den Atomteilchen gehören das Atom selbst, Atomionen, Atomradikale und Atomradikalionen.

Ein Atom ist das kleinste elektrisch neutrale Teilchen eines chemischen Elements, das Träger seiner chemischen Eigenschaften ist und aus einem positiv geladenen Kern und einer Elektronenhülle besteht.

Atomion ist ein Atomteilchen, das elektrostatisch geladen ist, aber keine ungepaarten Elektronen hat, zum Beispiel ist Cl – ein Chloridanion, Na + ist ein Natriumkation.

Atomares Radikal- ein elektrisch neutrales Atomteilchen, das ungepaarte Elektronen enthält. Beispielsweise ist das Wasserstoffatom eigentlich ein Atomradikal – H × .

Ein Atomteilchen, das eine elektrostatische Ladung und ungepaarte Elektronen besitzt, heißt atomares Radikalion. Ein Beispiel für ein solches Teilchen ist das Mn 2+-Kation, das fünf ungepaarte Elektronen auf der d-Unterebene (3d 5) enthält.

Eine der wichtigsten physikalischen Eigenschaften eines Atoms ist seine Masse. Da der absolute Wert der Masse eines Atoms vernachlässigbar ist (die Masse eines Wasserstoffatoms beträgt 1,67 × 10 -27 kg), verwendet die Chemie eine relative Massenskala, bei der 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms eines Isotops Als Einheit wird 12 gewählt. Die relative Atommasse ist das Verhältnis der Masse eines Atoms zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms des 12 C-Isotops.

Es ist zu beachten, dass im Periodensystem D.I. Mendeleev stellt die durchschnittlichen isotopischen Atommassen von Elementen dar, die meist durch mehrere Isotope repräsentiert werden, die im Verhältnis zu ihrem Gehalt in der Natur zur Atommasse eines Elements beitragen. Somit wird das Element Chlor durch zwei Isotope repräsentiert – 35 Cl (75 Mol-%) und 37 Cl (25 Mol-%). Die durchschnittliche Isotopenmasse des Elements Chlor beträgt 35,453 amu. (atomare Masseneinheiten) (35×0,75 + 37×0,25).

Ähnlich wie atomare Teilchen umfassen molekulare Teilchen Moleküle selbst, molekulare Ionen, molekulare Radikale und Radikalionen.

Ein Molekülteilchen ist die kleinste stabile Ansammlung miteinander verbundener Atomteilchen, die Träger der chemischen Eigenschaften eines Stoffes ist. Das Molekül ist frei von elektrostatischer Ladung und verfügt über keine ungepaarten Elektronen.

molekulares Ion ist ein Molekülteilchen, das elektrostatisch geladen ist, aber keine ungepaarten Elektronen hat, zum Beispiel NO 3 – ist ein Nitrat-Anion, NH 4 + ist ein Ammoniumkation.

molekulares Radikal ist ein elektrisch neutrales Molekülteilchen, das ungepaarte Elektronen enthält. Die meisten Radikale sind Reaktionsteilchen mit kurzer Lebensdauer (in der Größenordnung von 10 -3 -10 -5 s), obwohl derzeit recht stabile Radikale bekannt sind. Also Methylradikal × CH 3 ist ein typisches wenig stabiles Partikel. Werden darin jedoch die Wasserstoffatome durch Phenylradikale ersetzt, so entsteht ein stabiles Molekülradikal Triphenylmethyl

Auch Moleküle mit einer ungeraden Elektronenzahl wie NO oder NO 2 können als hochstabile freie Radikale gelten.

Ein Molekülteilchen, das eine elektrostatische Ladung und ungepaarte Elektronen besitzt, heißt molekulares Radikalion. Ein Beispiel für ein solches Teilchen ist das Sauerstoffradikalkation – ×O 2 + .

Ein wichtiges Merkmal eines Moleküls ist sein relatives Molekulargewicht. Die relative Molekülmasse (M r) ist das Verhältnis der durchschnittlichen Isotopenmasse eines Moleküls, berechnet unter Berücksichtigung des natürlichen Isotopengehalts, zu 1/12 der Masse eines Kohlenstoffatoms des 12 C-Isotops.

So haben wir herausgefunden, dass die kleinste Struktureinheit jeder chemischen Substanz ein Atom bzw. ein Atomteilchen ist. In jeder Substanz wiederum, mit Ausnahme von Edelgasen, sind Atome durch chemische Bindungen miteinander verbunden. Dabei ist die Bildung zweier Stoffarten möglich:

· molekulare Verbindungen, in denen es möglich ist, kleinste Träger chemischer Eigenschaften mit stabiler Struktur zu isolieren;

· Verbindungen mit supramolekularer Struktur, bei denen es sich um Atomaggregate handelt, in denen Atomteilchen durch kovalente, ionische oder metallische Bindungen verbunden sind.

Demnach handelt es sich bei Stoffen mit supramolekularer Struktur um atomare, ionische oder metallische Kristalle. Molekulare Substanzen wiederum bilden molekulare oder molekularionische Kristalle. Stoffe, die unter normalen Bedingungen in einem gasförmigen oder flüssigen Aggregatszustand vorliegen, haben ebenfalls eine molekulare Struktur.

Tatsächlich haben wir es bei der Arbeit mit einer bestimmten chemischen Substanz nicht mit einzelnen Atomen oder Molekülen zu tun, sondern mit einer Ansammlung einer sehr großen Anzahl von Teilchen, deren Organisationsebenen durch das folgende Diagramm dargestellt werden können:

Zur quantitativen Beschreibung großer Partikelansammlungen, bei denen es sich um Makrokörper handelt, wurde ein spezieller Begriff der „Materiemenge“ eingeführt, als eine genau definierte Anzahl ihrer Strukturelemente. Die Mengeneinheit eines Stoffes ist das Mol. Ein Mol ist eine Substanzmenge(N) , das so viele Struktur- oder Formeleinheiten enthält, wie Atome in 12 g des Kohlenstoffisotops 12 C enthalten sind. Derzeit wird diese Zahl ziemlich genau gemessen und beträgt 6,022 × 10 23 (Avogadro-Zahl, N A). Als Struktureinheiten können Atome, Moleküle, Ionen, chemische Bindungen und andere Objekte der Mikrowelt fungieren. Der Begriff „Formeleinheit“ wird für Stoffe mit supramolekularer Struktur verwendet und ist definiert als die einfachste Beziehung zwischen ihren Bestandteilen (Bruttoformel). In diesem Fall übernimmt die Formeleinheit die Rolle eines Moleküls. Beispielsweise enthält 1 Mol Calciumchlorid 6,022 × 10 23 Formeleinheiten – CaCl 2.

Eine der wichtigen Eigenschaften eines Stoffes ist seine Molmasse (M, kg/mol, g/mol). Die Molmasse ist die Masse eines Mols einer Substanz. Die relative Molekülmasse und die Molmasse eines Stoffes sind numerisch gleich, haben aber unterschiedliche Dimensionen, zum Beispiel für Wasser M r = 18 (relative Atom- und Molekülmassen sind dimensionslose Werte), M = 18 g/mol. Stoffmenge und Molmasse hängen durch eine einfache Beziehung zusammen:

Die grundlegenden stöchiometrischen Gesetze, die an der Wende vom 17. zum 18. Jahrhundert formuliert wurden, spielten eine wichtige Rolle bei der Entstehung des chemischen Atomismus.

1. Gesetz der Erhaltung der Masse (M. V. Lomonosov, 1748).

Die Summe der Massen der Reaktionsprodukte ist gleich der Summe der Massen der wechselwirkenden Stoffe. In mathematischer Form wird dieses Gesetz durch die folgende Gleichung ausgedrückt:

Eine Ergänzung zu diesem Gesetz ist das Gesetz der Massenerhaltung eines Elements (A. Lavoisier, 1789). Nach diesem Gesetz Während einer chemischen Reaktion bleibt die Masse jedes Elements konstant.

Gesetze M.V. Lomonosova und A. Lavoisier fanden eine einfache Erklärung im Rahmen der Atomtheorie. Tatsächlich bleiben die Atome chemischer Elemente während jeder Reaktion unverändert und in konstanten Mengen, was sowohl die Konstanz der Masse jedes einzelnen Elements als auch des Stoffsystems als Ganzes mit sich bringt.

Die betrachteten Gesetze sind für die Chemie von entscheidender Bedeutung, da sie es ermöglichen, chemische Reaktionen mithilfe von Gleichungen zu modellieren und darauf basierend quantitative Berechnungen durchzuführen. Es ist jedoch zu beachten, dass das Massenerhaltungsgesetz nicht absolut korrekt ist. Wie aus der Relativitätstheorie (A. Einstein, 1905) hervorgeht, geht jeder Prozess, der unter Freisetzung von Energie abläuft, mit einer Abnahme der Masse des Systems gemäß der Gleichung einher:

Dabei ist DE die freigesetzte Energie, Dm die Änderung der Masse des Systems und c die Lichtgeschwindigkeit im Vakuum (3,0×10 8 m/s). Infolgedessen sollte die Gleichung des Massenerhaltungssatzes in der folgenden Form geschrieben werden:

So gehen exotherme Reaktionen mit einer Massenabnahme und endotherme Reaktionen mit einer Massenzunahme einher. In diesem Fall lässt sich der Massenerhaltungssatz wie folgt formulieren: In einem isolierten System ist die Summe der Massen und reduzierten Energien eine konstante Größe. Bei chemischen Reaktionen, deren thermische Auswirkungen jedoch in Hunderten von kJ/mol gemessen werden, beträgt der Massendefekt 10 -8 -10 -9 g und kann experimentell nicht nachgewiesen werden.

2. Gesetz der Konstanz der Zusammensetzung (J. Proust, 1799-1804).

Eine einzelne chemische Substanz mit molekularer Struktur hat unabhängig von der Art ihrer Herstellung eine konstante qualitative und quantitative Zusammensetzung.. Verbindungen, die dem Gesetz der konstanten Zusammensetzung gehorchen, werden genannt farbenblind. Daltonide sind alle derzeit bekannten organischen Verbindungen (ca. 30 Millionen) und Teile (ca. 100.000) anorganische Substanzen. Stoffe mit nichtmolekularer Struktur ( Bertolides), gehorchen diesem Gesetz nicht und können je nach Methode der Probenentnahme eine variable Zusammensetzung haben. Dazu gehören die meisten (ca. 500.000) anorganischen Stoffe. Dabei handelt es sich hauptsächlich um binäre Verbindungen von D-Elementen (Oxide, Sulfide, Nitride, Carbide etc.). Ein Beispiel für eine Verbindung variabler Zusammensetzung ist Titan(III)-oxid, dessen Zusammensetzung von TiO 1,46 bis TiO 1,56 variiert. Der Grund für die variable Zusammensetzung und Irrationalität der Bertolid-Formeln sind Veränderungen in der Zusammensetzung einiger Elementarzellen des Kristalls (Defekte in der Kristallstruktur), die keine starke Änderung der Eigenschaften des Stoffes nach sich ziehen. Für Daltoniden ist ein solches Phänomen unmöglich, da eine Änderung der Zusammensetzung des Moleküls zur Bildung einer neuen chemischen Verbindung führt.

3. Gesetz der Äquivalente (I. Richter, J. Dalton, 1792-1804).

Die Massen der reagierenden Stoffe sind direkt proportional zu ihren Äquivalentmassen.

wobei E A und E B die äquivalenten Massen der reagierenden Stoffe sind.

Die Äquivalentmasse eines Stoffes ist die Molmasse seines Äquivalents.

Ein Äquivalent ist ein reales oder bedingtes Teilchen, das bei Säure-Base-Reaktionen ein Wasserstoffkation, bei Redoxreaktionen ein Elektron abgibt oder gewinnt oder bei Austauschreaktionen mit einem Äquivalent einer anderen Substanz interagiert. Wenn beispielsweise metallisches Zink mit einer Säure reagiert, verdrängt ein Zinkatom zwei Wasserstoffatome und gibt zwei Elektronen ab:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Daher beträgt das Äquivalent von Zink die Hälfte seines Atoms, d. h. 1/2 Zn (bedingtes Teilchen).

Die Zahl, die angibt, welcher Teil des Moleküls oder welche Formeleinheit einer Substanz ihr Äquivalent ist, wird Äquivalenzfaktor genannt – f e. Die Äquivalenzmasse oder Molmasse des Äquivalents ist definiert als das Produkt aus Äquivalenzfaktor und Molmasse:

Beispielsweise gibt Schwefelsäure bei einer Neutralisationsreaktion zwei Wasserstoffkationen ab:

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

Dementsprechend beträgt das Äquivalent von Schwefelsäure 1/2 H 2 SO 4, der Äquivalenzfaktor beträgt 1/2 und die Äquivalentmasse beträgt (1/2) × 98 = 49 g/mol. Kaliumhydroxid bindet ein Wasserstoffkation, daher ist sein Äquivalent die Formeleinheit, der Äquivalenzfaktor ist gleich eins und die äquivalente Masse ist gleich der Molmasse, d. h. 56 g/mol.

Aus den betrachteten Beispielen wird deutlich, dass bei der Berechnung der Äquivalenzmasse die Bestimmung des Äquivalenzfaktors erforderlich ist. Dafür gibt es eine Reihe von Regeln:

1. Der Äquivalenzfaktor einer Säure oder Base beträgt 1/n, wobei n die Anzahl der an der Reaktion beteiligten Wasserstoffkationen oder Hydroxidanionen ist.

2. Der Salzäquivalenzfaktor ist gleich dem Quotienten aus Eins dividiert durch das Produkt aus der Wertigkeit (v) des Metallkations oder Säurerests und seiner Anzahl (n) im Salz (stöchiometrischer Index in der Formel):

Zum Beispiel für Al 2 (SO 4) 3 - f e = 1/6

3. Der Äquivalenzfaktor eines Oxidationsmittels (Reduktionsmittels) ist gleich dem Quotienten aus Eins dividiert durch die Anzahl der von ihm gebundenen (abgegebenen) Elektronen.

Es ist zu beachten, dass dieselbe Verbindung in verschiedenen Reaktionen einen unterschiedlichen Äquivalenzfaktor aufweisen kann. Beispielsweise bei Säure-Base-Reaktionen:

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

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

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

oder bei Redoxreaktionen:

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 e (KMnO 4) = 1/5

M. V. Lomonosov, J. Dalton, A. Lavoisier, J. Proust, A. Avogadro, J. Berzelius, D. I. Mendeleev und A. M. Butlerov leisteten einen großen Beitrag zur Entwicklung der Atom- und Molekularwissenschaft. Der erste, der die Chemie als Wissenschaft definierte, war M. V. Lomonosov. Lomonossow schuf die Lehre vom Aufbau der Materie und legte den Grundstein für die atomar-molekulare Theorie. Es läuft auf folgende Bestimmungen hinaus:

1. Jede Substanz besteht aus winzigen, physikalisch unteilbaren Teilchen (Lomonosov nannte sie Korpuskeln, später wurden sie Moleküle genannt).

2. Moleküle befinden sich in ständiger, spontaner Bewegung.

3. Moleküle bestehen aus Atomen (Lomonosov nannte sie Elemente).

4. Atome zeichnen sich durch eine bestimmte Größe und Masse aus.

5. Moleküle können sowohl aus gleichen als auch aus unterschiedlichen Atomen bestehen.

Ein Molekül ist das kleinste Teilchen einer Substanz, das seine Zusammensetzung und seine chemischen Eigenschaften behält. Das Molekül kann nicht weiter fragmentiert werden, ohne die chemischen Eigenschaften der Substanz zu verändern. Zwischen den Molekülen einer Substanz besteht eine gegenseitige Anziehung, die je nach Substanz unterschiedlich ausfällt. Moleküle in Gasen ziehen sich gegenseitig nur sehr schwach an, während die Anziehungskräfte zwischen Molekülen in Flüssigkeiten und Festkörpern relativ stark sind. Die Moleküle jeder Substanz sind in ständiger Bewegung. Dieses Phänomen erklärt beispielsweise die Volumenänderung von Stoffen beim Erhitzen.

Atome sind die kleinsten, chemisch unteilbaren Teilchen, aus denen Moleküle bestehen. Ein Atom ist das kleinste Teilchen eines Elements, das seine chemischen Eigenschaften behält. Atome unterscheiden sich in Kernladung, Masse und Größe. Bei chemischen Reaktionen entstehen oder verschwinden Atome nicht, sondern bilden Moleküle neuer Stoffe. Ein Element sollte als eine Art von Atomen mit derselben Kernladung betrachtet werden.

Die chemischen Eigenschaften von Atomen desselben chemischen Elements sind gleich; solche Atome können sich nur in der Masse unterscheiden. Varianten von Atomen desselben Elements mit unterschiedlichen Massen werden Isotope genannt. Daher gibt es mehr Atomarten als chemische Elemente.

Es ist notwendig, zwischen den Begriffen „chemisches Element“ und „einfache Substanz“ zu unterscheiden.

Eine Substanz ist eine bestimmte Ansammlung atomarer und molekularer Teilchen in einem von drei Aggregatzuständen.

Der Aggregatzustand eines Stoffes ist ein Zustand eines Stoffes, der durch bestimmte Eigenschaften (die Fähigkeit, Form und Volumen beizubehalten) gekennzeichnet ist.

Es gibt drei Hauptaggregatzustände: fest, flüssig und gasförmig. Manchmal ist es nicht ganz richtig, Plasma als Aggregatzustand einzustufen. Es gibt andere Aggregatzustände, beispielsweise Flüssigkristalle oder Bose-Einstein-Kondensat.

Ein chemisches Element ist ein allgemeiner Begriff von Atomen mit der gleichen Kernladung und den gleichen chemischen Eigenschaften.

Physikalische Eigenschaften, die für einen einfachen Stoff charakteristisch sind, können nicht einem chemischen Element zugeschrieben werden.

Einfache Stoffe sind Stoffe, die aus Atomen desselben chemischen Elements bestehen. Das gleiche Element kann mehrere einfache Stoffe bilden.

Moderne Darstellung der wichtigsten Inhalte des atomar-molekularen Unterrichts:

1. Alle Stoffe bestehen aus Atomen.
2. Atome jedes Typs (Elements) sind untereinander identisch, unterscheiden sich jedoch von Atomen jedes anderen Typs (Elements).
3. Wenn Atome interagieren, entstehen Moleküle: homonuklear (wenn Atome eines Elements interagieren) oder heteronuklear (wenn Atome verschiedener Elemente interagieren).
4. Bei physikalischen Phänomenen bleiben Moleküle erhalten, bei chemischen Phänomenen werden sie zerstört; Bei chemischen Reaktionen bleiben Atome im Gegensatz zu Molekülen erhalten.
5. Bei chemischen Reaktionen entstehen neue Substanzen aus denselben Atomen, aus denen die ursprünglichen Substanzen bestehen.

Vom Moment der ersten Vermutungen des Menschen über die Existenz von Atomen und Molekülen (die philosophische Lehre des antiken griechischen Wissenschaftlers Leukipp; 500-400 v. Chr.), die uns erreichten, bis zur Schaffung der offiziellen Theorie der Atom- und Molekularwissenschaft (I International Kongress der Chemiker in Deutschland; 1860 d.) Fast 2500 Jahre sind vergangen.

Grundprinzipien der atomar-molekularen Theorie:

• Alle Stoffe bestehen aus Atomen, Molekülen und Ionen.
• Jede einzelne Atomart wird als chemisches Element bezeichnet.
• Alle Atome desselben Elements sind gleich, unterscheiden sich jedoch von den Atomen jedes anderen chemischen Elements.
• Moleküle bestehen aus Atomen.
• Die Zusammensetzung von Molekülen wird durch eine chemische Formel angegeben.
• Atome, Moleküle, Ionen sind in ständiger Bewegung.
• Bei chemischen Reaktionen unterliegen Moleküle Veränderungen, bei denen aus einigen Molekülen andere gebildet werden; bei physikalischen Reaktionen bleibt die Zusammensetzung der Moleküle eines Stoffes unverändert.

Atom ist das kleinste unteilbare Materieteilchen. Es ist elektrisch neutral (die positive Ladung des Atomkerns wird durch die negative Ladung der den Kern umkreisenden Elektronen ausgeglichen). Siehe Atomstruktur.

Ein bestimmter Atomtyp, der sich durch die gleiche Ladung seines Kerns auszeichnet, wird genannt Chemisches Element.

Chemische Elemente werden durch chemische Symbole bezeichnet, bei denen es sich um die Anfangsbuchstaben des lateinischen Namens des Elements handelt: O (Oxygenium – Sauerstoff), H (Hydrogenium – Wasserstoff) usw.

Alle der Wissenschaft derzeit bekannten chemischen Elemente werden im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev zusammengefasst, in dem die Ordnungszahl eines Elements gleich der Ladung des Kerns seines Atoms (der Anzahl der im Kern enthaltenen Protonen) ist.

Das häufigste chemische Element auf der Erde ist Sauerstoff, gefolgt von Silizium, Aluminium, Eisen, Kalzium, Natrium, Kalium, Magnesium und Kohlenstoff. Der Anteil aller anderen chemischen Elemente beträgt weniger als 1 % der Masse der Erdkruste. Die häufigsten Elemente im Universum sind Wasserstoff und Helium.

Wie oben erwähnt, bilden Verbindungen verschiedener Elemente Moleküle, die wiederum einfache oder komplexe Substanzen bilden können.

Einfache Substanzen bestehen aus Atomen nur eines chemischen Elements (O 2, H 2, N 2).

Einfache Stoffe wiederum werden in Metalle (86 Elemente) und Nichtmetalle unterteilt. Metalle verfügen über freie Elektronen, die ihre gute elektrische und thermische Leitfähigkeit sowie ihren charakteristischen metallischen Glanz bestimmen.

Komplexe Substanzen bestehen aus Atomen mehrerer chemischer Elemente (H 2 O, H 2 SO 4, HCl).

Einige chemische Elemente können in Form mehrerer einfacher Substanzen vorliegen (z. B. O 2 – Sauerstoff, O 3 – Ozon usw.), dies sind die sogenannten allotrope Modifikationen. In diesem Fall kann Allotropie nicht nur durch eine unterschiedliche Anzahl von Atomen eines Elements verursacht werden, sondern auch durch die Struktur des Kristallgitters des Stoffes (allotrope Modifikationen des Kohlenstoffs – Diamant, Graphit, Carbin).

§ 1 M.V. Lomonosov als Begründer der atomar-molekularen Wissenschaft

Seit dem 17. Jahrhundert gibt es in der Wissenschaft eine molekulare Lehre, die zur Erklärung physikalischer Phänomene genutzt wurde. Die praktische Anwendung der Molekültheorie in der Chemie wurde dadurch eingeschränkt, dass ihre Bestimmungen weder das Wesen des Ablaufs chemischer Reaktionen erklären noch die Frage beantworten konnten, wie aus einigen Stoffen im Laufe eines chemischen Prozesses neue Stoffe entstehen.

Die Lösung dieses Problems erwies sich auf der Grundlage der atomar-molekularen Theorie als möglich. Im Jahr 1741 formulierte Michail Wassiljewitsch Lomonossow in dem Buch „Elemente der mathematischen Chemie“ tatsächlich die Grundlagen der atomar-molekularen Wissenschaft. Der russische Wissenschaftler-Enzyklopädist betrachtete die Struktur der Materie nicht als eine spezifische Kombination von Atomen, sondern als eine Kombination größerer Teilchen – Korpuskeln, die wiederum aus kleineren Teilchen – Elementen – bestehen.

Lomonosovs Terminologie erfuhr im Laufe der Zeit Veränderungen: Was er Korpuskeln nannte, begann man als Moleküle zu bezeichnen, und der Begriff Element wurde durch den Begriff Atom ersetzt. Die Essenz der Ideen und Definitionen, die er auf brillante Weise zum Ausdruck brachte, hat sich jedoch über die Zeit hinweg bewährt.

§ 2 Entwicklungsgeschichte der atomar-molekularen Wissenschaft

Die Geschichte der Entwicklung und Etablierung der atomar-molekularen Wissenschaft in der Wissenschaft erwies sich als sehr schwierig. Die Arbeit mit Objekten der Mikrowelt bereitete enorme Schwierigkeiten: Atome und Moleküle waren nicht zu sehen und somit ihre Existenz zu überprüfen, und Versuche, Atommassen zu messen, führten oft zu falschen Ergebnissen. 67 Jahre nach Lomonossows Entdeckung, im Jahr 1808, stellte der berühmte englische Wissenschaftler John Dalton die Atomhypothese auf. Danach sind Atome die kleinsten Materieteilchen, die nicht in ihre Bestandteile zerlegt oder ineinander umgewandelt werden können. Laut Dalton haben alle Atome eines Elements genau das gleiche Gewicht und unterscheiden sich von den Atomen anderer Elemente. Durch die Kombination der Atomtheorie mit der von Robert Boyle und Michail Wassiljewitsch Lomonossow entwickelten Theorie der chemischen Elemente legte Dalton eine solide Grundlage für die weitere theoretische Forschung in der Chemie. Leider leugnete Dalton die Existenz von Molekülen in einfachen Substanzen. Er glaubte, dass nur komplexe Stoffe aus Molekülen bestehen. Dies trug nicht zur Weiterentwicklung und Anwendung der atomar-molekularen Lehre bei.

Die Voraussetzungen für die Verbreitung der Ideen der atomar-molekularen Wissenschaft in den Naturwissenschaften entwickelten sich erst in der zweiten Hälfte des 19. Jahrhunderts. Im Jahr 1860 wurden auf dem Internationalen Naturforscherkongress in der deutschen Stadt Karlsruhe wissenschaftliche Definitionen von Atom und Molekül verabschiedet. Damals gab es keine Untersuchungen zur Struktur von Stoffen, daher ging man davon aus, dass alle Stoffe aus Molekülen bestehen. Man glaubte, dass einfache Stoffe wie Metalle aus einatomigen Molekülen bestehen. Eine solche vollständige Ausweitung des Prinzips der molekularen Struktur auf alle Stoffe erwies sich in der Folge als fehlerhaft.

§ 3 Grundbestimmungen des atomar-molekularen Unterrichts

1. Ein Molekül ist der kleinste Teil einer Substanz, der seine Zusammensetzung und seine wichtigsten Eigenschaften behält.

2. Moleküle bestehen aus Atomen. Atome eines Elements sind einander ähnlich, unterscheiden sich jedoch von Atomen anderer chemischer Elemente.