36

Основные законы и понятия химии

Атомно-молекулярное учение.

Окончательно атомно-молекулярное учение утвердилось как научная теория в середине XIX века. Оно объединило труды многих ученых: М.В. Ломоносова, Лавуазье, Пруста, Дальтона, Авогадро, Канницаро, Берцелиуса, Д.И. Менделеева, А.М. Бутлерова.

Основные положения атомно-молекулярного учения:

1. Все вещества состоят из атомов, молекул или ионов. Атом - наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную частицу, которая состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

2. Молекула наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами и способная к самостоятельному существованию. В молекулу могут входить атомы одного или нескольких элементов. Число атомов в молекуле может составлять от одного до нескольких сотен тысяч и миллионов.

3. Ион - электрически заряженная частица, которая образуется при отдаче или приобретении электронов атомами или молекулой.

4. Все атомы, молекулы или ионы, входящие в состав вещества, находятся в непрерывном движении. С точки зрения А-М-У это движение обусловлено запасом тепловой энергии, которую имеет каждое вещество (тепловое движение). В химических реакциях атомы переходят от одних веществ к другим (перегруппировываются), в результате чего образуются новые соединения.

5. Все вещества подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента.

• Некоторые химические элементы образуют несколько простых веществ. Это явление аллотропии.

• Сложные вещества состоят из атомов нескольких элементов.

• В смеси вещества сохраняют свои индивидуальные свойства и могут быть из нее выделены. Для точной количественной оценки содержания вещества в смеси пользуются понятием массовая доля 

 =100%.

Раствор - однородная смесь, состоящая из двух компонентов: растворителя и растворенного вещества, следовательно  растворенного вещества содержащегося в общей массе раствора:

 =100%.

Если для количественной оценки раствора используют отношение количества вещества n к общему объему V, то применяют понятие «концентрация» С:

С=.

Способы выражения концентрации могут быть различными.

Молярная концентрация - количество растворенного вещества, содержащееся в литре раствора, выражается в моль/л.

• В зависимости от физических условий вещества могут существовать в нескольких агрегатных состояниях.

• Атомные и молекулярные массы выражают в атомных единицах массы. За одну а.е.м. принимается 1/12 часть массы атома углерода-12, что составляет 1,66*10^-12 кг.

• Моль - количество вещества, которое содержит столько структурных единиц, сколько их содержится в 12 граммах изотопа углерода-12. Число атомов в 12 граммах ¹²С известно, оно равно 6,02 * 10²³ частиц. Постоянная величина N_А = 6,0210²³ моль^-1 называется постоянной Авогадро. Она показывает число структурных единиц в одном моль любого вещества. Поэтому можно сказать, что моль – это количество вещества, которое содержит 6,0210²³ структурных единиц данного вещества.

• М_{истинная} = М_R 1,66 10^-24 грамма

• Отношение массы вещества к его количеству называется молярной массой вещества. В 1748 году М.В. Ломоносов сформулировал положение, котое в дальнейшем сыграло большую роль в развитии химии и получило название закона сохранения массы вещества:

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Закон сохранения массы дает основу для составления уравнений химических реакций и проведения расчетов по химическим уравнениям.

В начале XIX века французский ученый Пруст установил закон постоянства состава:

Вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа получения.

Вещества, подчиняющиеся закону постоянства, называются соединениями постоянного состава или дальтонидами (H₂O, SO₂, H₂S, HCl).

Соединения переменного состава - бертолиды (Ме с О, Ме с S, Me с N, Me с P, Me с C).

Более точно закон постоянства состава можно сформулировать так:

Химические соединения с молекулярной структурой имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения.

Закон Авогадро.

В равных объемах различных газов при одинаковых внешних условиях (p, t) содержится одинаковое число молекул.

Этот закон имеет важные следствия. Т.к. 1 моль любого газа содержит N_A молекул, то 1 моль любого газа при постоянных условиях один и тот же объем. При нормальных условиях (0С и 101,3 кПа) объем любого газа равен 22,4 л. Постоянная V⁰_м=22,4л/моль называется молярным объемом газа при нормальных условиях. Из закона Авогадро следует, что два газа одинаковых объемов при одинаковых условиях содержат одинаковое число молекул, но имеют разную массу. Плотности газов относятся как их молекулярные массы:

= D_i, где D_i - относительная плотность одного газа по другому, i - индекс, указывающий формулу газа, по отношению к которому проведено определение.

Независимая оценка значения молярной массы М может быть проведена на основании обобщенного уравнения Менделеева - Клапейрона:

PV=RT, где р - давление газа в замкнутой системе, V - объем системы, m - масса газа, R - молярная газовая постоянная, равная 8,31Дж/Кмоль, Т - абсолютная температура.

Объединенное газовое уравнение позволяет определять объем газа при различных условиях:

Задания:

1. Каково число молекул в аммиаке массой 34г?

2. Вычислите массу молекулы СО₂.

3. Какова масса водорода, содержащего 110²³ молекул?

4. Сколько моль молекулярного азота может быть получено из азотной кислоты массой 12,6 г?

5. Какова масса хлорида калия, содержащего столько же калия, сколько в нитрате калия количеством вещества 2 моль?

6. Газообразное вещество занимает объем 0,256л при температуре 27С и давлении 2,510⁵ Па. Какой объем займет газ при нормальных условиях (Т₀ = 273К, р₀ = 1,01310⁵ Па)?

7. Плотность газа по воздуху равна 1,17. Определите его молярную массу.

8. Вычислите массу хлора в объеме 11,2 л при нормальных условиях.

9. Неизвестное вещество массой 1,215 г, будучи переведенным в газообразное состояние при температуре 300К и давлении 0,9910⁵ Па, занимает объем 375 мл. Определите его молярную массу.

10. В стальном баллоне объемом 12 л находится кислород под давлением 110⁸ Па при температуре 0С. Какой объем займет этот газ при н.у.?

11. Давление в автомобильной шине при 27С равно 210⁵ Па. Как изменится давление, если температура изменится до -23С.

12. Приведите объем газа к нормальным условиям, если при давлении 1,2810⁵ Па и температуре 15С он займет объем, равный 0,575 л.

Строение атома.

Модель атома:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

1. Весь положительный заряд и почти вся масса сосредоточены в его ядре.

1. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

1. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.

Частица	Заряд, Кл	Относительный заряд	Масса, кг	Масса, ат. ед.
Протон	+1,6022*10-19	+1	1,6726*10-27	1,0073
Нейтрон	0	0	1,6750*10-27	1,0087
Электрон	-1,6022*10-19	-1	9,1095*10-31	5,4858*14-4

Протон можно описать как ¹₁Н; нейтрон - как ¹₀n; -частицу - как ⁴₂Не, а электрон - как ⁰_-1е.

Если относительная атомная масса элемента не является целым числом, то это потому, что данный элемент представляет собой смесь изотопов. Изотопы - это нуклиды одного и того же элемента. У них одно и тоже число протонов, но разное число нуклонов, т.е. они отличаются друг от друга числом нейтронов в ядре.

Состояние электрона в атоме описывается четырьмя параметрами - Квантовыми числами.

Главное квантовое число(n) определяет энергию электрона и степень его удаления от ядра; оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n=1,2,3,4 ).

Побочное или орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать значения от (n - 1) до 0. Если n=4, то l=3, 2, 1 и 0.

Каждому значению l сопоставляют букву

l = 0 1 2 3 4

s p d f g

Магнитное квантовое число m определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число изменяется от +l до -l. При данном значении орбитального квантового числа l магнитное квантовое число m_l может принимать любое из (2l+1) значений от -l до +l: m_l =-l, -(l-1),....,-1,0,1....,(l-1), l.

Одноэлектронная волновая функция при заданных трех квантовых числах (n, l, m_l) называется атомной орбиталью. Когда говорят, что электрон находится на такой-то атомной орбитали, то подразумевают, что состояние электрона описывается волновой функцией. Атомная орбиталь - область пространства, для которой вероятность найти электрон составляет 95%.

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения: +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона.

Таким образом, состояние электрона определено, если заданы четыре квантовых числа n, l, m_l, m_s.

Состояние электрона в атоме для трех первых значений «n»

(n уровень)	Орбитальная характеристика состояния	Квантовые числа					Емкость энергетического слоя
		n	l	ml	ms
1	S
2	S Р
3	S P D

Принципы заполнения атомных орбиталей.

В случае многоэлектронного атома встает вопрос, на каких атомных орбиталях будут располагаться электроны. Другими словами, какова электронная конфигурация атома, т.е. каково распределение электронов по атомным орбиталям? При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются следующие принципы:

Принцип наименьшей энергии: сначала заполняются орбитали с наименьшей энергией.

Принцип Паули (1925): в атоме состояния любых электронов должны различаться хотя бы одним из четырех квантовых чисел n, l, m_l, m_s. Принцип Паули является квантовомеханическим законом, и его нарушение невозможно.

Правило Хунда: на атомных орбиталях электроны стремятся располагаться так, чтобы сохранилось наибольшее число атомов с параллельным спином. Такая электронная конфигурация атома будет соответствовать наименьшей энергии.

Порядок заполнения:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d

Происходит перекрывание подуровней. Последовательность заполнения орбиталей в атомах элементов подчиняется правилу Клечковского (СССР,1951). При увеличении заряда ядра атома заполнение атомных орбиталей происходит последовательно таким образом, что сначала заполняются орбитали с меньшим значением суммы главного и орбитального квантового чисел (n+1). При одинаковых значениях суммы (n+1) сначала заполняются орбитали с меньшим значением главного квантового числа n.

n l n+l

1s 1s 1 0 1

2s 2p 2s 2 0 2

3s 3p 3d 2p 2 1 3

4s 4p 4d 4f 3s 3 0 3

5s 5p 5d 5f 5g 3p 3 1 4

6s 6p 6d 6f 6g 4s 4 0 4

7s 7p 7d 7f 7g 3d 3 2 5

4p 4 1 5

5s 5 0 5

4d 4 2 6

5p 5 1 6

Особенности заполнения орбиталей у Cr и Cu.

₂₄Cr 1s²2s²3s²3p⁶4s²3d⁴ , т.е.

₂₄Сr

Ar4s²3d⁴ Ar4s¹3d⁵

^{теоретически реально}

₂₉Cu

Ar4s²3d⁹ Ar4s¹3d¹⁰

^{теоретически реально}

Электрон с s-подуровня перескакивает на d-подуровень. Это явление называется проскоком электрона.

Квантово-механическими расчетами показано, что наполовину заполненный d- и f-подуровень имеют более устойчивую конфигурацию. Недостающий один электрон забирается с близлежащего подуровня.

Исключение из правила проскока:

W(5d⁴6s²) Ni(3d⁸4s²) Pd(4d¹⁰5s⁰) Pt(5d⁹6s¹)

Выводы:

1. Химические свойства элементов зависят от электронного строения атома

2. Состояние каждого электрона характеризуется четырьмя квантовыми числами:

n - главное квантовое число определяет:

• энергию электрона

• расстояние максимума электронной плотности от ядра

• число подуровней (n-1)

• емкость уровня N=2n²

l - орбитальное квантовое число определяет форму орбитали

m_l - магнитное квантовое число определяет пространственное положение орбитали

m_s спиновое квантовое число определяет собственные магнитные свойства электрона как частицы с зарядом -1.

Задания:

1. Показать электронную конфигурацию атомов As и Ti (полная и сокращенная формы).

2. Показать электронную конфигурацию ионов O^1-, P⁵⁺, Ge⁴⁺,Sn²⁺, Sn⁴⁺,Mn²⁺,Mn⁴⁺, Mn⁷⁼.

1. Определить элемент: 3d⁸4s² 3d⁷4s² 4s¹

2. Записать квантовые числа для электронов: 3d⁶4s²; 2s²2p¹; 3s²3p²; 4s²4p¹; 2s²2p⁴; 3d¹4s²; 3d⁵4s².

3. По набору значений квантовых чисел записать электронную конфигурацию:

1. n=3 l=0 m_l=0 m_s=+1/2

n=3 l=0 m_l=0 m_s=-1/2

2. n=3 l=1 m_l=-1 m_s=+1/2

n=3 l=1 m_l=0 m_s=+1/2

n=3 l=1 m_l=+1 m_s=+1/2

3. n=3 l=2 m_l=-1 m_s=+1/2

n=3 l=2 m_l=0 m_s =+1/2

n=4 l=0 m_l=0 m_s=+1/2

n=4 l=0 m_l=0 m_s=-1/2

6. Составьте графические формулы ионовFe³⁺ и Fe²⁺. Объясните, почему ион Fe³⁺ более устойчив, чем Fe²⁺.

1. Электронные формулы атомов каких элементов приведены:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s² 4d¹5s²

1s²2s²2p⁶3s³3p⁶3d¹⁰4s²4p⁴

Периодический закон и периодическая система.

К середине XIX века было открыто 63 химических элемента, изучены их свойства и соединения. Предпринималось большое число попыток систематизировать известные элементы, построить их классификацию. В результате были установлены группы химических элементов, сходных по свойствам, например щелочные металлы, галогены, однако дать общую классификацию химических элементов не удавалось.

Заслуга в создании полной систематики химических элементов на основе их важнейшей характеристики - относительной атомной массы принадлежит великому русскому химику Д.И. Менделееву. Он не только создал наиболее удобную классификацию элементов, но и увидел закономерность в изменении их свойств, что позволило ему открыть в 1869 году периодический закон - один из всеобщих законов природы.

Д.И. Менделеев так сформулировал периодический закон: «Свойства простых тел, также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Графическим изображением периодического закона является система элементов.

Структура Периодической системы (группы, подгруппы, большие и малые периоды).

Исследования строения атомов показали, что важнейшей и наиболее устойчивой характеристикой атома является положительный заряд ядра. Поэтому современная формулировка периодического закона Д.И. Менделеева такова: «свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов». Таким образом, исследования строения атома создали научную основу периодического закона.

II период	3Li	4Be	5B	6C	7N	8O	9F	10Ne
Электронная конфигурация
III период	11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
Электронная конфигурация

Электронное строение атомов элементов связано с их положением в периодической системе. Многие свойства элементов также периодически меняются.

Атомный радиус (R)характеризует межатомное расстояние (размеры атомов). Он равен половине расстояния между ядрами одинаковых атомов в молекуле или кристалле.

В периодах системы атомные радиусы элементов, как правило, уменьшаются с ростом положительного заряда ядра. В подгруппах обычно наблюдается возрастание атомных радиусов сверху вниз, что можно объяснить увеличением числа электронных слоев в атомах.

Энергия ионизации (I) - энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, т.е. энергия процесса

Э  Э⁺ + е^-

Энергию ионизации обычно измеряют в электронвольтах (эВ).

Энергия ионизации связана с положением элементов в системе следующим образом. Как правило, энергия ионизации атомов элементов внутри одной подгруппы уменьшается при возрастании порядкового номера элемента, так как увеличивается атомный радиус. В пределах одного периода энергия ионизации увеличивается с ростом порядкового номера элемента, что обусловлено уменьшением атомного радиуса. Легче всего отрывается электрон от атомов элементов, которые начинают периоды, труднее всего - от последних элементов периодов.

Энергия ионизации характеризует металлические и неметаллические свойства элементов Металлические свойства обусловлены подвижностью электронов (наиболее характерные свойства металлов - отдача электронов при химическом взаимодействии, хорошая электро- и теплопроводность - обусловлены подвижностью электронов). Чем меньше энергия ионизации, тем более металлические свойства проявляет элемент. Поэтому можно сказать, что в подгруппах сверху вниз происходит усиление металлических свойств элементов. В периодах слева направо металлические свойства элементов ослабевают (соответственно усиливаются неметаллические).

Электроотрицательность ()характеризует способность атомов притягивать к себе валентные электроны.

Значения электроотрицательностей также подчиняются периодическому закону.

В пределах периодов электроотрицательность элементов увеличивается, в подгруппах уменьшается с ростом порядкового номера элемента.

Сродство к электрону (Е) - эта та энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому.

Э + е^-  Э^-

В отличие от энергии ионизации, величиной сродства к электрону редко пользуются, она не определена для многих элементов. Максимальные величины сродства к электрону у галогенов. Для металлов Е близко к нулю, для щелочноземельных металлов - отрицательно, т.е. процесс присоединения электрона к атому невыгоден.